MARCOS REYES HOMEPAGE
CIENCIA Y TECNOLOGÍA
MANUAL DE LABORATORIO
QUÍMICA 10
La seguridad en el
laboratorio
Utensilios más usados en
el laboratorio
Manejo del mechero o
quemador de gas
La observación, proceso
fundamental del método científico
Ley de la conservación de
la masa y estequiometria de una reacción química
Ley de las proporciones
múltiples
Propiedades físicas de las
sustancias
Técnicas de separación:
Decantación, filtración y evaporación
Diferencia entre una
mezcla y un compuesto
Manejo de utensilios para
medir líquidos
Mediciones de longitud,
masa y volumen.
Densidad de sólidos y
líquidos.
Naturaleza atómica de la
materia
Composición porcentual de
un compuesto
Porcentaje de oxigeno en
el clorato de potasio, mediante una reacción de análisis
Propiedades físicas de los
metales y de los no metales
Propiedades químicas de
los metales y de los no metales.
Estudio comparativo de las
propiedades físicas y químicas de algunos elementos
LABORATORIO Nº 1
La seguridad en el
laboratorio
PROF. MARCOS REYES C.
A. Recuerda:
1. Ante cualquier duda, consulta con el profesor.
2. Familiarízate con los elementos de seguridad del laboratorio (extintores, lavaojos, duchas, salidas, etc.).
3. Lee atentamente las instrucciones antes de hacer un experimento.
4. No olvides leer las etiquetas de seguridad de reactivos y aparatos.
5. No uses lentillas.
6. Lleva guantes, bata y gafas de protección.
7. Cuidado con los tejidos sintéticos.
8. Usa batas de algodón.
9. Está prohibido fumar, comer o beber en el laboratorio.
10. Lávate las manos antes de dejar el laboratorio.
11. Trabaja con orden, limpieza y sin prisas.
12. Si se derrama un producto, recógelo inmediatamente.
13. Deja siempre el material limpio y ordenado.
14. Está terminantemente prohibido hacer experimentos no autorizados.
15. No utilices nunca un equipo o aparato sin conocer perfectamente su funcionamiento.
16. Protege tus manos al introducir los tubos de vidrio en los tapones.
17. Atención: el vidrio caliente no se distingue del frío.
18. No uses vidrio agrietado.
19. No utilices ningún frasco de reactivos al que le falte la etiqueta.
20. No huelas, inhales, pruebes o toques los productos químicos.
21. No pipetees nunca con la boca.
22. Utiliza las vitrinas extractoras para manipular productos volátiles.
23. Ponte guantes y lávate las manos a menudo, si usas productos tóxicos o corrosivos.
24. No acerques envases de reactivos a una llama.
25. No calientes en el mechero líquidos inflamables.
26. Cierra siempre el mechero Bunsen cuando no lo utilices.
27. Transporta las botellas cogidas del fondo, nunca de la boca.
28. Deposita en contenedores especiales y debidamente señalizados: El vidrio roto y los reactivos tóxicos, nocivos o dañinos para el medio ambiente.
29. En ningún caso se arrojarán residuos sólidos al fregadero.
B. Qué hay que hacer en caso de accidente (primeros auxilios).
1. En caso de accidente, avisa inmediatamente al profesor.
2. Fuego en el laboratorio. Evacúa el laboratorio, por pequeño que sea el fuego, por la salida principal o por la salida de emergencia si no es posible por la principal. Avisa a todos los compañeros de trabajo sin que se extienda el pánico y conservando siempre la calma.
2.1. Fuegos pequeños: Si el fuego es pequeño y localizado, apágalo utilizando un extintor adecuado, arena, o cubriendo el fuego con un recipiente de tamaño adecuado que lo ahogue. Retira los productos químicos inflamables que estén cerca del fuego. No utilices nunca agua para extinguir un fuego provocado por la inflamación de un disolvente.
2.2. Fuegos grandes: Aísla el fuego. Utiliza los extintores adecuados. Si el fuego no se puede controlar rápidamente, acciona la alarma de fuego, avisa al servicio de extinción de incendios y evacúa el edificio.
3. Fuego en el cuerpo. Si se te incendia la ropa, grita inmediatamente para pedir ayuda. Estírate en el suelo y rueda sobre ti mismo para apagar las llamas. No corras ni intentes llegar a la ducha de seguridad si no está muy cerca de ti. Es tu responsabilidad ayudar a alguien que se esté quemando. Cúbrele con una manta antifuego, condúcele hasta la ducha de seguridad, si está cerca, o hazle rodar por el suelo. No utilices nunca un extintor sobre una persona. Una vez apagado el fuego, mantén a la persona tendida, procurando que no coja frío y proporciónale asistencia médica.
4. Quemaduras. Las pequeñas quemaduras producidas por material caliente, baños, placas o mantas calefactoras, etc., se tratarán lavando la zona afectada con agua fría durante 10-15 minutos. Las quemaduras más graves requieren atención médica inmediata. No utilices cremas y pomadas grasas en las quemaduras graves.
5. Cortes. Los cortes producidos por la rotura de material de vidrio son un riesgo común en el laboratorio. Estos cortes se tienen que lavar bien, con abundante agua corriente, durante 10 minutos como mínimo. Si son pequeños y dejan de sangrar en poco tiempo, lávalos con agua y jabón y tápalos con una venda o apósito adecuados. Si son grandes y no paran de sangrar, requiere asistencia médica inmediata.
6. Derrame de productos químicos sobre la piel. Los productos químicos que se hayan vertido sobre la piel han de ser lavados inmediatamente con agua corriente abundante, como mínimo durante 15 minutos. Las duchas de seguridad instaladas en los laboratorios serán utilizadas en aquellos casos en que la zona afectada del cuerpo sea grande y no sea suficiente el lavado en un fregadero. Es necesario sacar toda la ropa contaminada a la persona afectada lo antes posible mientras esté bajo la ducha. Recuerda que la rapidez en el lavado es muy importante para reducir la gravedad y la extensión de la herida. Proporciona asistencia médica a la persona afectada.
7. Actuación en caso de producirse corrosiones en la piel.
7.1. Por ácidos. Corta lo más rápidamente posible la ropa. Lava con agua corriente abundante la zona afectada. Neutraliza la acidez con bicarbonato de sodio durante 15-20 minutos. Saca el exceso de pasta formada, seca y cubre la parte afectada con linimento óleo-calcáreo o parecido.
7.2. Por álcalis. Lava la zona afectada con agua corriente abundante y aclárala con una disolución saturada de ácido bórico o con una disolución de ácido acético al 1%. Seca y cubre la zona afectada con una pomada de ácido tánico.
8. Actuación en caso de producirse corrosiones en los ojos. En este caso el tiempo es esencial (menos de 10 segundos). Cuanto antes se lave el ojo, menos grave será el daño producido. Lava los dos ojos con agua corriente abundante durante 15 minutos como mínimo en una ducha de ojos, y, si no hay, con un frasco para lavar los ojos. Es necesario mantener los ojos abiertos con la ayuda de los dedos para facilitar el lavado debajo de los párpados. Es necesario recibir asistencia médica, por pequeña que parezca la lesión.
9. Actuación en caso de ingestión de productos químicos. Antes de cualquier actuación concreta pide asistencia médica. Si el paciente está inconsciente, ponlo en posición inclinada, con la cabeza de lado, y échale la lengua hacia fuera. Si está consciente, mantenlo apoyado. Tápalo con una manta para que no tenga frío. Prepárate para practicarle la respiración boca a boca. No lo dejes sólo. No le des bebidas alcohólicas precipitadamente sin conocer la identidad del producto ingerido. El alcohol en la mayoría de los casos aumenta la absorción de los productos tóxicos. No provoques el vómito si el producto ingerido es corrosivo.
10. Actuación en caso de inhalación de productos químicos. Conduce inmediatamente la persona afectada a un sitio con aire fresco. Requiere asistencia médica lo antes posible. Al primer síntoma de dificultad respiratoria, inicia la respiración artificial boca a boca. El oxígeno se ha de administrar únicamente por personal entrenado. Continúa la respiración artificial hasta que el medico lo aconseje.
11. Trata de identificar el vapor tóxico. Si se trata de un gas, utiliza el tipo adecuado de máscara para gases durante el tiempo que dure el rescate del accidentado. Si la máscara disponible no es la adecuada, será necesario aguantarse la respiración lo máximo posible mientras se esté en contacto con los vapores tóxicos.
LABORATORIO Nº 2
Utensilios más usados
en el laboratorio
Prof. Marcos
Reyes C.
Objetivos:
1. Identificar el equipo de uso más común en el laboratorio de Química.
2. Relacionar la forma y material de construcción del equipo de laboratorio con su uso.
3. Internalizar las normas de seguridad en el laboratorio de Química.
Introducción:
En el laboratorio de química se usan diferentes materiales y aparatos para lograr realizar la fase experimental con el propósito de corroborar las ideas y comprobar los hechos que son motivo del análisis químico. Por tal razón, es necesario que el alumno y la alumna tengan la capacidad de reconocer los materiales de manipulación frecuente en el laboratorio, identificarlos por sus nombres y saber el uso de los mismos.
Materiales:
1. Agitador magnético con calefacción
2. Aro para soporte
3. Balanza de dos platos Ohaus
4. Balanza electrónica digital
5. Balanza Roberval
6. Baño maría con termostato
7. Bureta graduada
8. Cápsula de porcelana
9. Centrífuga
10. Cola de paloma para mechero
11. Crisol de porcelana
12. Electrolizador o voltámetro
13. Embudo alemán
14. Embudo Buchner
15. Embudo cónico o común
16. Embudo de separación
17. Embudo Thiestle
18. Equipo de destilación de agua
19. Espátula de metal
20. Espátula de porcelana
21. Eudiómetro con platino
22. Gradilla metálica
23. Manta calefactora
24. Matraz aforado con tapa
25. Matraz aforado sin tapa
26. Matraz de destilación
27. Matraz de fondo plano
28. Matraz de fondo redondo o de Florencia
29. Matraz Erlenmeyer
30. Matraz Kitasatos
31. Mechero Bunsen
32. Mortero de porcelana con mano
33. Multilog
34. pH-metro portátil
35. Pinza de madera para tubos de ensayo
36. Pinza de Mohr
37. Pinza doble para buretas
38. Pinza Hoffman mixta
39. Pinza para crisoles o tenaza
40. Pinza para tubos de ensayo
41. Pinza para vasos
42. Pipeta aforada o serológica
43. Pipeta graduada
44. Probeta graduada
45. Refrigerante o condensador de bolas
46. Soporte universal
47. Taladratapones colectivo de 6 calibres
48. Tapones de goma
49. Tela metálica con fibra cerámica
50. Termómetro de mercurio
51. Triángulo para crisol
52. Trípode
53. Tubo capilar
54. Tubo de ensayo
55. Varilla agitadora o policial
56. Vaso de precipitados
57. Vidrio de reloj
58. Vidrio plano
59. Vitrina de gases
60. Voltámetro de Hoffman
Procedimiento:
1. El Profesor mostrará a los estudiantes el material y equipo que se encuentra en el laboratorio, identificando el nombre y el uso específico de cada material.
Actividades y resultados.
1. Haga un diagrama del material presentado por el profesor.
2. Presente un trabajo de investigación sobre el uso de cada uno de los materiales mostrados.
LABORATORIO Nº 3
Manejo del mechero
o quemador de gas
Prof. Marcos Reyes C.
Objetivos:
1. Distinguir diferentes tipos de mecheros.
2. Reconocer las partes de un mechero de Bunsen.
3. Ejecutar los pasos para encender el mechero y su manipulación.
4. Identificar las distintas zonas o conos que forman la llama del mechero.
Introducción.
Uno de los instrumentos de mayor uso en el laboratorio de química es el mechero; porque constituye una fuente de calor para realizar diferentes tipos de experiencias donde se requiere energía calórica. El mechero más usado en el laboratorio es el mechero de Bunsen, el cual fue inventado por el científico alemán Wilhelm Bunsen (1811-1899) en 1855. Además del mechero de Bunsen, existen otros tipos de mecheros; a saber, el mechero de Tirrel y el mechero de Meker. Ver figura 2.1.
Mechero de Bunsen Mechero
de Tirrel Mechero de
Meker
Fig. 2.1 Diferentes tipos de mecheros.
En el laboratorio de química, los mecheros más usados son los mecheros de Bunsen y de Tirrel. El mechero de Meker se utiliza para realizar trabajos a temperaturas sumamente altas. El mechero de Bunsen funciona igual que el quemador de una estufa de gas. Necesita de un combustible (gas) y de un comburente (el oxígeno del aire) y un punto de ignición para que se realice la combustión, con producción de la llama y calor.
Partes del mechero. Ver figura 2.2.
1. La base o asiento para apoyarse sobre la superficie de la mesa de laboratorio.
2. Válvula reguladora de gas. Colocada en la parte inferior del mechero y sirve para graduar la entrada del gas al mechero.
3. Brazo. Extensión lateral por donde entra el gas al mechero. Se comunica por medio de una manguera a la fuente de suministro del gas, que puede ser gas metano, propano o butano. En Panamá usamos el gas butano (C4H10)
4. Ventanillas o toberas. Formadas por orificios laterales que regulan, según su abertura, la entrada del aire (contiene alrededor de 2% de oxígeno).
5. Cañón o chimenea. Tubo largo donde se encuentran las ventanillas y en cuyo interior se produce la combustión con la aparición de la llama en su extremo superior.
Figura 2.2 Partes del
mechero.
Recomendaciones para el encendido del mechero.
1. Conecte el mechero, por medio de la manguera de hule, a la llave de la fuente de suministro del gas.
2. Cierre las ventanillas que regulan la entrada del aire y la válvula reguladora del gas.
3. Abra la válvula del suministro del gas de la mesa aproximadamente en tres cuartas partes del arco del movimiento.
4. Coloque un fósforo encendido, en posición horizontal y al lado de la parte superior del cañón.
5.
Abra gradualmente la válvula
reguladora de gas del mechero hasta obtener una llama de 7,5 cm a
6. En este momento, abra gradualmente las ventanillas hasta obtener una llama azul con un cono interno.
Observaciones durante el encendido.
1. Nunca use los llamados mechones, encendidos de papel, para prender el mechero.
2. De producirse un ruido excesivo, reduzca la cantidad de aire y de gas que entran al mechero.
3. Si la llama retrocede; es decir, si se produce la llama dentro del cañón, cierre de inmediato la llave de paso del gas de la mesa. OJO: no toque el cañón, porque está sobrecalentado.
4. Espere un rato para que se enfríe el cañón y proceda a encender el mechero siguiendo los pasos recomendados.
5. En el caso de que la llama se levante sobre el mechero, disminuya la entrada del gas.
6. La combustión que se produce origina una llama con diferentes conos, y de acuerdo a su color nos indica si la combustión es completa o no.
Características de la llama. Ver figura 2.3
1. Cuando ocurre una combustión completa, la llama que se obtiene no es luminosa; aparece de color azul violáceo y en ella se distinguen tres conos:
a. Cono frío o interno: Es oscuro, con una temperatura baja donde los gases no entran en combustión.
b. Cono interior o reductor: Presenta una llama interior azul brillante reductora. En él, la combustión es incompleta. Es la zona de reducción.
c. Cono externo u oxidante. Desprende una llama violeta oxidante que es poco visible. Zona de oxidación.
2.
La zona más caliente de la llama
es la conocida por zona de fusión o punto caliente. Está entre los conos
oxidante y reductor, donde la temperatura puede alcanzar hasta
Figura 2.3 Características de la llama del mechero.
Cuando la presencia del aire es baja, se produce una llama amarilla, por efecto del carbono del gas que no se oxida totalmente. Este carbono se enfría al contacto con una superficie fría y se deposita en forma de "negro de humo" (hollín). El hollín va formando una capa negra en la parte exterior de las ollas y pailas, sobretodo si se cocina con leña o si el quemador de la estufa está sucio.
La llama amarilla-azulada se produce cuando la presencia de carbono es intermedia, y la oxidación es incompleta, produciéndose monóxido de carbono, CO, que es un gas muy venenoso y hoy constituye uno de los principales contaminantes gaseosos que afectan directamente la ecología mundial.
Cuadro 2.1. La llama y la combustión en el mechero.
|
Llama |
Combustible (Butano) |
Comburente (Oxígeno) |
Producto |
Combustión |
|
luminosa amarilla |
2 C4H10 |
5 O2 |
|
Incompleta. Hay C. Hollín |
|
luminosa amarilla-azul |
2 C4H10 |
9 O2 |
|
Incompleta. Se forma CO (monóxido de carbono) gas letal. |
|
no luminosa azul-violácea |
2 C4H10 |
13 O2 |
8 CO2 + H2O |
Completa. Se forma CO2 (dióxido de carbono). |
Materiales:
1. Mechero de Bunsen
2. Cápsula de evaporar
3. Tenaza de bronce
4. Fósforos.
Procedimiento:
1. Reconocimiento del mechero y sus partes.
a. Observe, desarme y examine con cuidado el mechero que le suministre el profesor.
b. Arme nuevamente el mechero y haga un diagrama del mismo señalando sus partes y las funciones que desempeñan.
2. Uso del mechero. Siguiendo las recomendaciones referente al encendido del mechero:
a. Mantenga las ventanillas del aire y la válvula reguladora cerradas. Encienda el mechero. Anote lo que sucede.
b. Cierre las ventanillas. Abra la llave de suministro de gas y la válvula reguladora del gas, y encienda el mechero. Anote el color de la llama.
c. Coloque sobre la llama una cápsula de evaporar sujetada por una tenaza. ¿Qué sucede? Anote.
d. Abra lentamente las ventanillas. Anote el color de la llama.
e. Haga un diagrama de la llama, indicando los conos y el color de cada uno.
f. Coloque un fósforo sin encender en la parte media del cono interno, ¿qué sucede? Anote. Repita la operación en el cono medio y luego en el cono externo. ¿Dónde se prende más rápido? Anote.
g. Coloque sobre la llama azul la cápsula de evaporar limpia. Compare lo observado con el resultado del punto 2.c. Anote.
Actividades y Resultados.
1. Reconocimiento del mechero y sus partes.
2. Haga un diagrama del mechero, señale sus partes y funciones.
3. Uso del mechero.
a. Encendido del mechero con las ventanillas de aire y la válvula reguladora cerrada.
b. Color de la llama con las ventanillas cerradas.
4. ¿Qué sucedió cuando colocó la cápsula de evaporar sobre la llama? ¿A qué se debe el fenómeno?
5. ¿Qué color tuvo la llama cuando abrió las ventanillas de aire? ¿Qué función desempeña el aire?
6. Diagrama de la llama.
7. ¿Qué sucedió al colocar el fósforo sin encender en él:
a. cono interno
b. cono medio
c. cono externo
8. ¿Cuál es la parte más fría y la más caliente de la llama?
9. ¿Hubo diferencia de lo observado con lo sucedido a la cápsula de evaporar en el punto 2.3? ¿Por qué?
10. ¿Qué semejanza puede establecer entre el encendido de un mechero y el encendido del quemador de la estufa de gas?
11. ¿Por qué no se debe mantener abierto el paso del gas y la válvula reguladora del gas, antes del encendido del mechero?
LABORATORIO Nº 4
La observación,
proceso fundamental del método científico
Prof. Marcos
Reyes C.
Objetivos:
1. Señalar la importancia de la observación en el Método Científico.
2. Formular hipótesis con base en las observaciones realizadas.
Introducción:
Observar es emplear cualquiera de nuestros sentidos para describir propiedades de un objeto o de un fenómeno.
El hombre de ciencia observa el mundo con detenimiento buscando la razón de ser de las cosas. Para la gente común, un bosque no pasa de ser una mancha verde; para el científico, en cambio, un bosque es un sistema dinámico en el cual sus sentidos descubren infinidad de organismos interrelacionados entre sí, que viven en armonía con el medio físico, cumpliendo actividades específicas.
Materiales.
1. Una vela
2. Fósforos
3. Una regla.
Procedimiento:
1. Toma la vela apagada y una regla. Elabora el mayor número de observaciones de la vela.
2. Enciende la vela y agrega más observaciones a la lista. Transcurridos veinte minutos, suspende tu labor y clasifica las observaciones en los siguientes grupos: visuales, táctiles, olfativas, gustativas y auditivas.
3. Seguramente vas a encontrar que las observaciones visuales son las más numerosas. ¿Qué porcentaje de tu lista corresponde a dichas observaciones?
4. Clasifica tus observaciones en cualitativas, o sea, aquellas que indican cualidad; y en cuantitativas, aquellas que hiciste mediante medición o comparación. Por ejemplo, son observaciones cualitativas el color, el olor y la textura de la vela. Son observaciones cuantitativas la longitud de la vela y su peso, entre otras.
5. Calcula el porcentaje de las dos clases de observaciones.
La interpretación es una observación a la que se le ha dado un significado mental.
Si para el experimento de la vela anotaste expresiones como: "la vela arde consumiendo oxígeno", ésta no es una observación, sino una interpretación. Se requiere de una elaboración mental para llegar a tal concepto.
La interpretación que la mente da a una observación puede ser o no ser correcta, pero esto carece de importancia, porque más adelante, mediante experimentos adecuados se puede determinar la verdad o falsedad de una interpretación. Separa de tu lista las interpretaciones.
6. Lee las observaciones elaboradas por una persona hábil en este proceso:
Observaciones de una vela encendida
La vela tiene forma cilíndrica, un diámetro
de unos
Compara tu listado de observaciones con las anteriores. Adiciona las que te faltaron.
7. ¿Qué tan completa fue tu observación? Describe dónde fallaste, si así fuese.
8. Describe qué aspectos vas a tener en cuenta para que tu próxima observación sea lo más completa posible.
LABORATORIO Nº 5
La metodología
científica
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Señalar la importancia de la observación en el Método Científico.
2. Formular hipótesis con base en las observaciones realizadas.
Introducción:
El trabajo de laboratorio nos permite comprobar planteamientos y así aceptarlos o desecharlos. En esta experiencia pondrás en práctica la metodología científica tan necesaria en nuestras prácticas.
Materiales y reactivos:
1.
Un clavo nuevo de unos
2. Sulfato de cobre.
3. Levadura seca.
4. Azúcar.
5. Agua.
6. Un tubo de ensayo.
7. Una espátula.
8. Papel de filtro.
9. Pinzas metálicas.
10. Vaso de precipitados.
11. Mechero.
12. Trípode.
13. Malla de asbesto.
14. Frasco de mermelada.
15. Botella pequeña de vidrio transparente.
16. Embudo.
17. Una bomba de inflar.
18. Banda de caucho.
19. Bandeja.
Procedimiento A: Un clavo dorado
1. Llena el tubo de ensayo con agua hasta la cuarta parte y añade una pequeña cantidad de sulfato de cobre. Esta mezcla se llama solución de sulfato de cobre.
2. Agita el tubo de ensayo hasta que se disuelva completamente.
3. Introduce el clavo dentro de la disolución, de tal forma que su cabeza quede fuera de la mezcla y deja el tubo en la gradilla.
4. Al cabo de cinco minutos, con ayuda de las pinzas, saca el clavo de la solución y deposítalo sobre un trozo de papel de filtro.
5. Observa y anota los cambios que experimentó el clavo.
Procedimiento B: El secreto de la levadura
1. Llena el vaso con agua tibia hasta la mitad y añádele cinco cucharaditas de azúcar. Revuelve hasta que se disuelva.
2. Vierte la mezcla dentro de la botella, con ayuda del embudo.
3. Mezcla una cucharadita de levadura con dos de agua y viértela cuidadosamente dentro de la botella.
4. Fija la bomba de inflar a la boca de la botella, amarrándola firmemente con la banda de caucho.
5. Sumerge y sostén durante unos minutos la botella dentro de una bandeja que contiene agua caliente.
6. Retira la botella y déjala sobre la mesa. Consigna los cambios observados.
Análisis
1. Enumera los pasos que seguiste para realizar cada uno de los procedimientos.
2. ¿Qué crees que hubiera pensado un alquimista al hacer estos experimentos?
3. ¿A qué se deben los cambios experimentados en cada uno de los procedimientos?
LABORATORIO Nº 6
Elaboración de
gráficas
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Elaborar gráficas para la representación visual de la relación que existe entre las funciones de las propiedades físicas de la materia.
Introducción.
En química se utiliza mucho las gráficas para establecer relaciones entre variables de interés en un experimento determinado.
Para ser de utilidad una gráfica debe reunir las siguientes características:
a. Ejes o coordenadas perfectamente identificadas.
b. Escalas de amplitud adecuada para que la curva cubra todo el espacio disponible.
c. Los puntos que delinean la curva trazada deben estar perfectamente marcados.
En la
figura 1, los ejes X y Y dividen el plano, en el que están trazados en cuatro
cuadrantes I, II, III y IV. El eje X corresponde a la coordenada conocida por abscisa, y el eje Y a la coordenada
llamada ordenada. El punto O
donde se cruzan las coordenadas se llama origen.
Fig. 1 División del plano en cuadrantes.
Eje de las X = Abscisa
Eje
de las Y = Ordenada
Como los
valores de X y Y para cualquier punto en el cuadrante I son positivos, este es el
cuadrante que más se usa para hacer gráficas.
Se usa
papel milimetrado para la representación gráfica de los datos de una propiedad
con respecto a otra. Para tal efecto debemos elaborar una tabla de datos donde
se tabulan los pares ordenados y luego graficar cada por sobre las coordenadas,
que al cruzarse dan el punto de intersección.
Al elaborar
la gráfica consideramos dos variables. Por convención, la variable
independiente se coloca en el eje de la X (abscisas) y la variable dependiente
se sitúa en el eje de las Y (ordenadas).
Cuando dos variables son proporcionales, el cociente entre ellas es constante; es decir, al aumentar uno, aumenta el otro y al disminuir uno, disminuye el otro, y su representación será una línea recta que pasa por el origen; además, si conocemos el valor de la constante, podemos escribir la ecuación que relaciona tales variables como Y = KX; donde K es la constante
Tabla de datos:
|
X |
1 |
3 |
6 |
|
Y |
2 |
6 |
12 |
Si las dos variables son inversamente
proporcionales al aumentar una disminuye la otra en la misma proporción.
Tabla de datos:
|
X |
1 |
1,3 |
1,6 |
2,4 |
3 |
|
Y |
2,7 |
2,2 |
1,8 |
1,2 |
1 |
La pendiente es la
inclinación de una gráfica. Representa el cambio vertical o elevación (AY), o
sea el cambio en la variable dependiente, dividido entre el cambio horizontal o
avance (AX), que es el cambio de la variable independiente, entre dos puntos
cualesquiera de la gráfica.
En este
caso, la pendiente corresponde a la densidad de una sustancia.
El uso de
la gráfica para obtener información correspondiente a valores obtenidos
experimentalmente se llama interpolación.
Cuando se prolonga
la gráfica para obtener información correspondiente a valores menores o mayores
de los datos obtenidos el procedimiento se llama extrapolación.
Es
importante establecer una escala de amplitud adecuada. Por ejemplo, señalar a
cuantos corresponde la longitud de un cuadro milimetrado en el caso de graficar
la masa de una sustancia.
Materiales:
1. Hoja milimetrada
2. Lápiz
3. Regla
4. Vaso químico de 250 cm3
5. Agua
6. Termómetro
7. Reloj
8. Hielo
9. Sal de cocina (NaCl).
Procedimiento:
1.
Tome una hoja
milimetrada y trace dos líneas perpendiculares entre sí (que se crucen). Estas
líneas serán los ejes o coordenadas X y Y. El punto donde se crucen las líneas
será el punto O u origen. Sobre cada eje señale los valores que crea
conveniente de acuerdo a la gráfica que tiene que representar. Haga una escala
para representar estos valores de acuerdo a datos experimentales.
2.
Eche 100 cm3
de agua en un vaso químico de 250 cm3 de capacidad y con un
termómetro mida la temperatura del agua y la anota en su registro de datos. Ésta
será su temperatura a tiempo 0.
3.
Añada 2
cucharadas de sal y mezcle bien usando un agitador y le agrega 4 trozos de
hielo.
4.
Después de 20
segundos tome la lectura de la temperatura del agua. Anote en su registro de
datos.
5. Luego de otros 20 segundos vuelva a tomar la temperatura y la registra, y así sucesivamente cada 20 segundos registre la temperatura del agua, hasta completar 180 segundos.
Actividades y Resultados.
1. Registro de los datos experimentales. Considere el tiempo como variable independiente y la temperatura como variable dependiente.
|
Tiempo/seg |
0 |
20 |
40 |
60 |
80 |
100 |
120 |
140 |
160 |
180 |
|
Temperatura °C |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2. ¿Qué le sucedió al agua al agregar la sal y los cubitos de hielo?
3. Haga la representación gráfica del agua que se enfría.
4. ¿Cuál es el valor de la pendiente para el agua fría?
LABORATORIO Nº 7
Ley de la
conservación de la masa y estequiometría de una reacción química
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Comprobar la ley de la conservación
de la masa cuando ocurre un cambio químico.
2. Trabajar sobre la
estequiometría de una reacción.
Introducción:
De acuerdo con la ley de la conservación de la masa, en un proceso químico la masa ni se crea, ni se destruye. Por lo tanto la suma de las masas de los reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos, si la reacción es completa. Este principio es la base de la estequiometría de las reacciones químicas.
Toda reacción química es estequiométrica; es decir, que el número de átomos de un elemento es el mismo antes y después de la reacción, así se encuentre en los compuestos de partida o recombinado para formar unos nuevos.
Se concluye entonces, que el número de átomos (y por lo tanto, la masa total) de cada elemento en el lado izquierdo de una ecuación química, es igual al número de átomos (y por lo tanto a la masa) de cada elemento en el lado derecho.
Materiales:
1. Balanza
2. Vaso de precipitados
3. Probeta
4. Tubos de ensayo de 12 x 100
5. Papel de filtro
6.
Embudo
7.
Aro de hierro
8.
Triángulo
9.
Soporte
10. Vidrio de reloj
11. Baño mana.
Reactivos:
1. Solución de dicromato de potasio (K2Cr2O7) al 5%
2. Solución de acetato de plomo (ll) (C2H3O2)2Pb al 10%
Procedimiento.
A. Ley de conservación de la masa
1.
Pese, por separado,
dos tubos de ensayo (márquelos como a y
b) de 12x 100 y un vaso de 100cm3. Luego, pese juntos los tubos y el
vaso. Anote los resultados en el cuadro 1.
2.
Con una
probeta de 10 cm3 mida 5 cm3 de solución de dicromato de
potasio y viértalo en el tubo a. Pese, juntos, el tubo con la solución de
dicromato y el vaso. Anote el resultado.
3.
4.
Calcule el
peso de las soluciones y anote sus resultados.
5. Vierta la solución de cada tubo en el vaso de precipitados. Observe lo que ocurre. Pese el vaso con el producto de la reacción. Anote el resultado. Guarde el precipitado para la parte B del experimento.
B. Estequiometría de una
reacción
- Doble una hoja de papel de filtro
como se indica en la figura a la derecha, pese con aproximación a la
décima de gramo y anote en el cuadro 2.
- Filtre la mezcla y lave el
precipitado con agua destilada. Solicite instrucciones al profesor sobre
la forma de realizar estas operaciones.
- Desdoble el papel de filtro, con el precipitado, colóquelo en un vidrio de reloj y séquelo al baño maría.
- Pese el papel de filtro con el precipitado seco. Por diferencia se calcula el peso del precipitado. Anote el resultado.
Montaje para realizar la filtración.
Cuadro Nº 1
Peso del tubo de ensayo a_____________________________________ ______ g
Peso del tubo de ensayo b_____________________________________ ______ g
Peso del vaso_______________________________________________ ______ g
Peso de los tubos de ensayo + vaso______________________________ ______ g
Peso del vaso + tubo a con dicromato de potasio___________________ ______ g
Peso del vaso + tubo a con dicromato + tubo b con acetato de plomo__ ______ g
Peso de la solución de cromato de potasio________________________ ______ g
Peso de la solución de acetato de plomo__________________________ ______ g
Peso total de reactivos________________________________________ ______ g
Peso del" vaso con los productos_______________________________ ______ g
Peso de los productos________________________________________ ______ g
Cuadro Nº 2
Peso del papel filtro__________________________________________ ______ g
Peso del
precipitado__________________________________________ ______ g
A. Ley de la conservación de la masa
- Compare el peso de los reactivos con el de los productos de la reacción. ¿Qué puede concluir?
B. Estequiometría
de la reacción
- Escriba la ecuación química
balanceada para la reacción.
- Compare el peso del precipitado
obtenido por usted con el encontrado por sus compañeros. ¿Hay diferencia?
¿Cómo la explicaría?
- Si los valores son semejantes, ¿qué puede concluir?
LABORATORIO Nº 8
Ley de las
proporciones múltiples
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivo:
1. Comprobar la ley de las proporciones múltiples con base en datos experimentales.
Introducción:
En los inicios
de la química como ciencia, uno de los aspectos fundamentales que debieron
enfrentar los químicos, fue la explicación de la relación, en masa, que existe
entre los elementos que forman un compuesto. Como resultado de las
investigaciones se formularon dos leyes básicas para el estudio de las
reacciones químicas: la ley de las proporciones definidas y la ley de las
proporciones múltiples. Estas leyes se explican hoy, gracias a la teoría
atómica y a los modelos de unión química. La primera de estas leyes, dice que
cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto determinado, se
combinan siempre en la misma proporción en masa. La segunda establece que
cuando dos o más elementos se unen para formar más de un compuesto, las
cantidades variables de uno de ellos, que se combina con la misma cantidad del
otro, están en relación de números enteros y pequeños. En esta experiencia
tomaremos como compuestos el clorato de potasio (KCIO3) y el
perclorato de potasio (KCIO4), que por calentamiento en presencia de
un catalizador se descomponen en oxígeno (O2) y cloruro de potasio
(KCI) de acuerdo con las reacciones:
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
KClO → KCl + 2 O2
Con base en los datos de laboratorio, determinaremos la relación entre las cantidades variables de oxígeno, O2 (en cada compuesto), que se combina con la misma cantidad de cloruro de potasio (KCl), que es el otro producto de esta reacción de descomposición.
Materiales:
1. Tubos de ensayo de 20x150
2. Balanza
3. Soporte
4. Pinza metálica
5. Mechero
6. Espátula.
Reactivos:
1. Dióxido de manganeso (MnO2)
2. Clorato de potasio (KClO3)
3. Perclorato de potasio (KClO4)
Procedimiento.
1.
En un tubo de
ensayo limpio y seco coloque, aproximadamente,
2. Mezcle bien el clorato con el dióxido (el profesor le indicará cómo hacerlo) y fije el tubo (ligeramente inclinado) a un soporte, con la ayuda de una pinza (figura 1).
3. Caliente suavemente el tubo de arriba hacia abajo y luego fije la llama por el nivel superior de la mezcla. Si la descomposición es muy rápida (se nota por la intensidad del burbujeo), suspenda el calentamiento y espere a que la velocidad disminuya. Caliente suavemente alrededor de la parte del tubo que contiene la mezcla y, al final, fuertemente en el fondo. Todo el oxígeno del compuesto debe ser expulsado. Cuando la descomposición sea completa (no se observa la salida de burbujas), retire la llama. Deje enfriar el tubo y péselo cuando esté a temperatura ambiente. Anote los resultados.
Figura 1
Cuadro Nº 1
|
Peso del tubo + MnO2 |
__________ g |
|
Peso del tubo + MnO2 + KClO3 |
__________ g |
|
Peso del KClO3 |
__________ g |
|
Peso del tubo + MnO2 + Residuo (KCl) |
__________ g |
|
Peso del oxígeno liberado |
__________ g |
|
Peso del residuo (KCl) |
__________ g |
|
Peso del oxígeno que se combina con 1g de KCl |
__________ g |
4.
Repita las
operaciones
Cuadro Nº 2
|
Peso del tubo + MnO2 |
__________ g |
|
Peso del tubo + MnO2 + KClO4 |
__________ g |
|
Peso del KClO4 |
__________ g |
|
Peso del tubo + MnO2 + residuo (KCl) |
__________ g |
|
Peso del oxígeno liberado |
__________ g |
|
Peso del residuo (KCl) |
__________ g |
|
Peso del oxígeno que se combina con |
__________ g |
Discusión:
1.
Calcule el valor de la relación (A/B) correspondiente a las cantidades
experimentales A y B y busque dos números enteros y pequeños, cuya relación
tenga el mismo valor.
2.
Compare los números hallados por usted con los encontrados por sus
compañeros.
3.
Explique las posibles causas de error.
4.
Explique cómo obtiene el porcentaje de oxígeno en la muestra que
descompuso.
5.
¿Por qué no debe pesar el tubo caliente?
6.
¿Cuál de los dos compuestos se descompone con mayor facilidad?
7.
¿Cuál es la función del bióxido de manganeso?
8. Enuncie la ley de las proporciones múltiples con la información obtenida en la experiencia.
LABORATORIO Nº 9
Cambios físicos y
químicos
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1.
Familiarizar al estudiante con transformaciones que impliquen cambios
físicos, químicos o los dos.
2. Distinguir entre un cambio físico y uno químico.
Introducción:
En el universo, la materia está sujeta a cambios que pueden ser de naturaleza física o química.
Los cambios físicos son aquellos en los que no se altera la composición de la materia; por ejemplo los cambios de estado, de forma, de posición, de tamaño y de volumen.
En los cambios químicos, por el contrario, se produce un reordenamiento
de los átomos por la formación de nuevas sustancias, con características
diferentes a las de las sustancias originales; por ejemplo, la descomposición
que puede I levarse a cabo por efecto del calor, la electricidad, agentes
químicos, hongos o bacterias.
Materiales:
1. Vasos de precipitados
2.
Cápsula de porcelana
3.
Vidrio de reloj
4.
Pinza
5.
Probeta
6.
Varilla de vidrio
7.
Tubos de ensayo de 12 x 100
8.
Malla
9.
Mechero
10. Trípode
11. Baño maría
12. Espátula.
Reactivos:
1.
Ácido sulfúrico (H2SO4)
2.
Cloruro de sodio (NaCl)
3. Nitrato de plata (AgNO3)
4. Carbonato de calcio (CaCO3)
5. Ácido clorhídrico (HCl).
Parte experimental:
A.Cambio físico: cambio de
estado
- En un vaso de precipitados coloque un cubo de hielo y caliente el
vaso con llama baja.
- Cuando el hielo se haya fundido coloque un vidrio de reloj sobre el vaso y continúe el calentamiento. Describa lo observado.
B. Cambios químicos:
- Recorte trocitos muy pequeños de papel y deposítelos en una
cápsula de porcelana. Adicione cuidadosamente unas 5 gotas de ácido
sulfúrico concentrado (¡Este ácido produce quemaduras graves!). Deje
reposar unos 5 minutos y anote las observaciones.
- Coloque una muestra de
- Adicione 25 cm3 de agua al vaso y agite vigorosamente.
Observe.
- Divida en dos porciones iguales la solución salina y proceda a
evaporar una de ellas en un baño maría. Describa las propiedades físicas
del residuo.
- La otra porción de solución salina, pásela a un tubo de ensayo y
adiciónele unas 5 gotas de solución de nitrato de plata. Anote sus
observaciones.
- Trasfiera una pequeña cantidad de carbonato de calcio, en polvo, a
un tubo de ensayo limpio y seco; agregue, aproximadamente, 5 cm3 de
ácido clorhídrico en solución.
- Agregue una granalla de cinc a un tubo que contiene 5 cm3 de ácido clorhídrico en solución.
- Con una pinza, sostenga un pequeño trozo de cinta de magnesio sobre la llama del mechero. Anote sus observaciones.
Discusión:
1.
¿Qué tipo de cambio se produce al calentar el cubo de hielo?
2.
¿Por qué se forman gotas de agua sobre la superficie del vidrio de
reloj al calentar el agua?
3.
¿El cambio que causa el ácido sulfúrico en el papel, es una
descomposición?
4.
¿Qué le ocurre al cloruro de sodio cuando se le agrega agua ?¿ Ha
cambiado su aspecto, su forma o su estructura? Explique.
5.
¿Cuál es la evidencia de que el cloruro de sodio no pierde sus
propiedades intrínsecas cuando se disuelve en agua?
6.
¿Las pruebas
7. Escriba las reacciones
correspondientes a los apartes
LABORATORIO Nº 10
Propiedades físicas
de las sustancias
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivo:
1. Identificar algunas propiedades físicas de una sustancia.
Introducción:
Propiedades físicas de las sustancias son cualidades que percibimos, directa o indirectamente, con nuestros sentidos. Si éstas son características de un determinado tipo de sustancia, se llaman propiedades específicas o intrínsecas, tales como: color, olor, sabor, solubilidad, dureza, maleabilidad y otras más.
Si las propiedades dependen de la cantidad de muestra investigada se denominan propiedades extensivas, tales como peso, volumen y tamaño. Si las propiedades no dependen de la cantidad de materia se llaman intensivas, como la densidad y el calor específico.
Materiales:
1. Tubos de ensayo
2. Espátula
3. Gradilla
4.
Soporte
5.
Aro de hierro
6. Malla
7. Mechero
8. Lupa
9. Varilla de vidrio.
Reactivos:
1.
Azufre en polvo
2.
Cobre en láminas
3.
Cinc en granallas
4.
Sulfato de cobre (II) pentahidratado
5.
Cloruro de sodio
6.
Yodo metálico
7.
Ácido clorhídrico diluido
8.
Hidróxido de amonio diluido
9. Disulfuro de carbono (CS2)
Parte experimental:
A.
Color y estado
físico
- Coloque en el respectivo tubo de ensayo el reactivo que se indica en el Cuadro 1. Observe y anote su color y su estado físico.
Cuadro 1
|
Reactivo |
Color |
Estado físico |
|
|
1 |
Azufre |
|
|
|
2 |
Cobre |
|
|
|
3 |
Cinc |
|
|
|
4 |
Sulfato de cobre hidratado (1/5) |
|
|
|
5 |
Cloruro de sodio |
|
|
|
6 |
Yodo |
|
|
B. Olor y tacto
- En un tubo de ensayo coloque 2 cm3 de solución de ácido clorhídrico y en otro 2 cm3 de solución de hidróxido de amonio. Pase la mano por la boca del tubo de ensayo, para desplazar suavemente los vapores hacia la nariz. Perciba y describa el olor.
Cuadro 2
|
Reactivos |
Olor |
|
|
1 |
Acido clorhídrico |
|
|
2 |
Hidróxido de amonio |
|
C. Solubilidad en agua (use los 6 tubos de la parte A)
- Determine la solubilidad de cada una de las sustancias indicadas en el Cuadro 3.
- Adicione a cada una de las sustancias de la parte A, 3 cm3 de agua, agite y luego deje en reposo. Observe y clasifíquelas como solubles, poco solubles o insolubles.
Cuadro 3
|
Reactivos |
Solubilidad |
Color de solución |
|
|
1 |
Azufre |
|
|
|
2 |
Cobre |
|
|
|
3 |
Cinc |
|
|
|
4 |
Sulfato de cobre hidratado (1/5) |
|
|
|
5 |
Cloruro de sodio |
|
|
|
6 |
Yodo |
|
|
D. Forma cristalina
- En un tubo de ensayo limpio y seco coloque
- Trasvase la solución a un vidrio de reloj y déjelo en la vitrina hasta que el líquido se evapore. (¡No debe haber mecheros encendidos!). Observe con la lupa las características del sólido obtenido.
Discusión:
1. ¿Qué
propiedades físicas identificó en la experiencia?
2. ¿Cómo
procedería para diferenciar entre cloruro de sodio y sulfato de cobre
pentahidratado? Explique (aplique por lo menos dos propiedades para hacer su
discusión).
3. ¿Cómo procedería para diferenciar entre cloruro de sodio y yodo? Explique.
Laboratorio Nº 11
Técnicas de
separación: Decantación, filtración y evaporación
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Realizar correctamente las técnicas de decantación, filtración y evaporación en las operaciones de separación de mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas de sólidos y líquidos.
Introducción.
En Química corrientemente se realizan operaciones para lograr la separación de una mezcla.
Para facilitar el uso de métodos de separación de componentes de una mezcla es conveniente conocer las propiedades de las sustancias que queremos separar. En esta experiencia utilizaremos tres de las técnicas más empleadas en el laboratorio de química: la decantación, la filtración y la evaporación.
La decantación se aplica para separar un sólido de un líquido, o un líquido de otro líquido, que formen una mezcla heterogénea, donde el componente con mayor densidad se va al fondo por efecto de la gravedad, al dejar en reposo la mezcla por un período de tiempo.
En el caso de un líquidos y un sólido, el líquido que se queda en la parte superior, llamado sobrenadante, luego de haberse agitado la mezcla y dejado en reposo y, cuando ambas fases estén perfectamente separadas, se trasvasa con cuidado a un recipiente colector, Ver figura 1
Figura 1. Separación de un sólido de un líquido por decantación. El
sólido, por gravedad, se deposita en el fondo del vaso químico el líquido se
deja correr por las paredes del policial o varilla y se recoge en el recipiente
colector.
Cuando se
trata de separar dos componentes líquidos inmiscibles, se puede aplicar la
técnica anterior o utilizar un embudo de separación. Ver figura 2
Figura 2.
Separación de líquidos inmiscibles, por decantación usando un embudo de
separación o decantación.
- el líquido de mayor densidad se
deposita en el fondo
- antes de proceder a la
separación se deben expulsar los gases formados, abriendo la llave de
salida. Se cierra la llave y se deja reposar la mezcla, hasta que los
líquidos estén completamente separados.
En el caso
de la filtración se usa un material poroso llamado papel de filtro, el cual se
ajusta a un embudo. El papel de filtro tiene la misión de retener las
partículas de la fase sólida que se encuentran en suspensión y dejar pasar la
solución de la fase líquida que se deposita en un recipiente colector. El
material retenido en el papel de filtro se llama residuo y el líquido
colectado, filtrado. En la figura 3
aparece el sistema de filtración.
Figura 3.
Sistema de filtración
La evaporación es un método utilizado para separar los componentes de un decantado o filtrado, al someterlo al calor hasta que desaparezca el líquido por evaporación. Ver figura 4. Los sólidos no volátiles (por ejemplo: cloruro de sodio) pueden separarse del líquido en el cual están disueltos, evaporando el líquido. Si el sólido es volátil (por ejemplo: naftaleno) el sólido se evaporará junto con el líquido
Figura 4. Sistema de evaporación
Materiales y reactivos:
1. Mechero
2. Papel de filtro
3. Embudo de vidrio
4. Soporte universal
5. Anillo
6. Malla de asbesto
7. Triángulo
8. Vasos químicos de 250 cm3
9. Balanza
10. Probeta graduada de 50 cm3
11. Agitador
12. Vidrio reloj
13. Cápsula de evaporar
14. Fósforos
15. Arena
16. Cloruro de sodio (sal común).
Procedimiento:
1.
Decantación.
- En un vaso
químico vierta 50 cm3 de agua; luego le añade 5g de arena y 5g de
sal. Con un agitador revuelva las sustancias para que se mezclen
bien. Deje en reposo la mezcla por
5 minutos. Observe y anote.
- Con mucho cuidado invierta el vaso químico y proceda a trasvasar el líquido sobrenadante a un vaso químico colector. Observe y anote.
2.
Filtración.
- Tome un papel de filtro y dóblelo en forma de embudo. Ver figura
4. Arme un sistema de filtración como aparece en la figura 2. Humedezca el
papel de filtro para que se adhiera con facilidad a las paredes del embudo
de vidrio.
- Haga una mezcla igual a la del punto 1.a. Asegúrese que la sustancia insoluble repose en el fondo del vaso químico y vierta la parte líquida sobre el papel de filtro, sin agitar. Lave el sólido con 5 cm3 de agua. Eche la mezcla en el papel de filtro. Recoja la parte líquida o filtrado en el recipiente colector.
3.
Evaporación.
- Arme un sistema de evaporación, tal como aparece en la figura 3.
- Transfiera 3 cm3 del filtrado a una cápsula de
evaporación. Proceda a calentar el filtrado, sin que se llegue a la
sequedad total. Disminuya el calor para evitar salpicaduras. Debe colocar
un vidrio reloj sobre la cápsula de evaporar con el objeto de impedir las
salpicaduras. El vidrio reloj también sirve para indicar el momento en que
la sal está seca, porque dejará de condensarse agua sobre el mismo. Cuando
lo considere oportuno suspenda el calentamiento y deje enfriar la cápsula
de evaporar hasta que pueda sostenerla con la mano. Observe y anote.
Actividades y Resultados.
1.
Tipo de mezcla
formada por la arena, sal y agua: ____________________________________
2.
Técnica
utilizada para que se depositará el sólido: ___________________________________
3.
Técnica usada
para separar la fase sólida de la fase líquida: ____________________________
4.
Resultado de la
filtración de la mezcla de arena, sal y agua:
4.1.
Residuo:
___________________________________
4.2.
Filtrado:
___________________________________
5.
¿Qué ventaja
tiene la técnica de la filtración sobre la decantación?
6.
En la
filtración, ¿Qué sucedería si parte del sólido pasa al papel de filtro desde el
principio?
7.
¿Cómo separó
la sal del agua?
8.
Sustancia
evaporada: ___________________________________
9.
Sustancia
retenida en la cápsula de evaporar: ___________________________________
LABORATORIO Nº 12
Destilación y sublimación
Prof. Marcos Reyes C.
Objetivos:
1.
Utilizar las técnicas de destilación y sublimación para separar
componentes de una mezcla.
Introducción.
La destilación es una técnica que sirve para separar un líquido volátil
de una sustancia no volátil, o también una mezcla de dos líquidos o más
líquidos con puntos de ebullición diferentes. El líquido de punto de ebullición
más bajo se evapora primero y posteriormente se condensa en el refrigerante o
condensador y se colecta en forma líquida en un recipiente colector. La
sustancia que queda en el balón de destilación se conoce por residuo y el
líquido colectado, destilado. La destilación puede clasificarse en simple y
fraccionada. En una destilación simple el vapor formado por la ebullición de un
líquido es condensado y recogido. Ver figura 1
Figura 1. Destilación simple.
En una destilación fraccionada se pasan los vapores a través de una
columna de fraccionamiento antes de condensar y recogerlos. La facilidad de
separación de los líquidos depende de la diferencia en sus puntos de
ebullición. El líquido de menor punto de ebullición se destila primero y así
sucesivamente sigue la destilación fraccionada. Ver figura 2.
Figura 2.
Destilación Fraccionada.
La sublimación es la propiedad que tienen algunos sólidos de evaporarse
directamente, sin pasar por el estado líquido, formando cristales al tocar una
superficie fría. Esta propiedad permite separar un sólido volátil, que sublima
formando cristales, de las impurezas no volátiles. Ver figura 3
Figura 3.
Sublimación.
Separación de dos sólidos por sublimación. En una mezcla formada por yodo y arena, el primero puede recuperarse por el proceso de sublimación
Materiales
y reactivos:
1. Matraz de destilación
2. Condensador
3. Mangueras
4. Soporte universal
5. Malla con asbesto
6. Mechero
7. Tapón de caucho
8. Piezas de sostén
9. Matraz Erlenmeyer
10. Vaso químico
11. Cápsula de evaporar
12. Embudo de vidrio
13. Espátula o cuchara chica
14. Agitador
15. Solución coloreada de permanganato de potasio (KMnO4) al 1%
16. Alcanfor
17. Naftaleno o yodo
18. Probeta de 50 cm3.
Procedimiento:
A.
Destilación simple:
1.
Arme un sistema de destilación simple como lo indica la figura1.
2.
Coloque 50 cm3 de la solución coloreada de permanganato de
potasio en el balón de destilación.
3.
Inicie la destilación una vez que el sistema de destilación simple haya
sido revisado por el profesor.
4. Caliente el balón de destilación con una llama mediana. Observe y anote lo que sucede a medida que se calienta la solución.
5.
Siga con atención el proceso de calentamiento hasta que note el goteo del
líquido en el recipiente colector (Erlenmeyer). Anote la coloración de los
primeros 5 cm3 del destilado colectado.
6.
Prosiga la destilación hasta unos 15 cm3 de destilado. OJO: Evite la sequedad en el balón de destilación.
7. Cuidado. Cuando considere terminada la destilación, lo primero que debe hacer es separar el recipiente colector y después apague el mechero.
B. Sublimación:
1.
Arme un sistema de sublimación. Ver figura 3. Triture la mitad de una
bola de alcanfor y colóquela en el vaso químico. Agregue una cucharadita de
arena y mezcle bien.
2.
Coloque el vaso químico sobre la malla y sobre éste, una cápsula de
evaporar que contenga agua fría.
3. Caliente suavemente la mezcla y observe lo que ocurre. Anote.
Actividades y Resultados.
A. Destilación simple:
1. ¿Qué sucede en el balón de destilación a medida que se calienta?
2.
¿Por qué el agua entra al condensador por la parte inferior del mismo?
3.
¿Qué proceso físico se realiza en:
a. Las paredes del balón de destilación ________________________________________
b. El condensador ________________________________________________________
4. ¿Qué nos indica que ha habido una destilación?
B. Sublimación:
1. ¿Qué sustancia se deposita en la capa externa de la cápsula de evaporar?
2. ¿Qué quedó en el vaso químico? Señale un ejemplo donde podría separar un componente de una mezcla de sólidos.
LABORATORIO Nº 13
Cromatografía sobre
papel
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivo
1. Aplicarla técnica de la cromatografía sobre papel para separar los pigmentos de un vegetal.
Introducción:
Cuando una tira de papel se humedece, habrá observado que el agua se desplaza por ésta y más aún, si la tira está colgada de tal manera que uno de sus extremos esté en contacto con el líquido, éste se desplaza en contra de la fuerza de gravedad. Este comportamiento se atribuye al fenómeno de la capilaridad. Las fibras húmedas del papel son la fase estacionaria y el líquido (solvente) que se desplaza es la fase móvil. Cuando el solvente encuentra en su camino sustancias solubles, tiende a arrastrarlas y a su vez, la fase estacionaria tiende a retenerlas con una fuerza que depende de su naturaleza.
En tales condiciones, una sustancia que es muy retenida por el papel, tendrá una velocidad de desplazamiento baja. Por el contrario, una sustancia poco retenida avanzará rápidamente. La velocidad de avance depende de dos factores: la adsorción de la sustancia sobre el papel y su solubilidad en el solvente utilizado.
Cromatografía se puede definir como el proceso que permite separar los componentes de una mezcla, de acuerdo con la velocidad de desplazamiento sobre una fase estacionaria, papel en este caso.
Para desarrollar un cromatograma sobre papel, se coloca en la parte inferior del papel la mezcla que se va a separar en solución. Luego se introduce en una cámara (un tubo de ensayo grueso o un Erlenmeyer), de tal forma que la parte inferior de la tira de papel quede sumergida en el solvente.
El solvente asciende por capilaridad y arrastra los componentes de la mezcla con diferente velocidad. Se obtiene un resultado similar al indicado en la figura 2.
Cuando las sustancias que se separan no tienen color, se determina su posición tratando el cromatograma con compuestos llamados reveladores, que forman productos coloreados con las sustancias de la mezcla original.
Una vez
separadas las sustancias se determina su posición mediante el valor Rf,
definido como:
De acuerdo con esto, se tiene que:
Para la sustancia 1 corresponde un Rf = h1/H
Para la sustancia 2 corresponde un Rf = h2/H
El valor Rf
es característico para cada sustancia y tipo de papel.
Existen diferentes clases de cromatografía de acuerdo con el tipo de fase estacionaria empleado; en este caso es cromatografía de adsorción.
Materiales:
1.
Tubo de ensayo grueso
2.
Tapón de corcho
3.
Cápsula de porcelana
4.
Gancho para sujetar la tira de papel
5.
Baño maría
6.
Mechero
7.
Trípode
8.
Malla
9.
Agitador
10. Hojas de espinaca
Reactivos:
1.
Alcohol etílico (etanol)
2.
Éter de petróleo
3. Acetona.
Parte experimental
1.
Pique,
finamente, 2 ó 3 hojas de espinaca, colóquelas en una cápsula de porcelana con
25 cm3 de alcohol etílico. Caliente en baño maría hasta obtener un líquido
verde oscuro. Separe, por decantación, la solución del residuo vegetal.
2.
Trace, con un
lápiz, una línea sobre la tira de papel a
3.
En el centro
de la tira y sobre la línea, coloque con la ayuda de un tubo capilar, una gota
de la solución obtenida. Deje secar. Repita la operación unas 10 veces.
4.
Coloque en el
tubo 5 cm3 de la siguiente mezcla: 92 partes de éter de petróleo y 8
partes de acetona. Fije la tira de papel al tapón de corcho con el gancho, de
tal manera que al colocar el tapón en la boca del tubo, el extremo inferior
toque el líquido.
5. Cuando el solvente haya ascendido hasta
Discusión:
1. ¿Cuántos colores diferentes puede ver en el cromatograma? Haga un dibujo.
2. Calcule el Rf de cada una de las sustancias separadas.
Figura 1 Figura
2
LABORATORIO Nº 14
Diferencia entre
una mezcla y un compuesto
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivo:
1. Diferenciar entre mezcla, compuesto y elemento, mediante la observación de algunas de sus características.
Introducción:
De acuerdo con su composición, las sustancias pueden ser simples (elementos), mezclas o compuestos. Pueden diferenciarse entre sí según sus características.
Las sustancias elementales están formadas por una sola clase de átomos. En el hierro, el cobre, el oxígeno y el azufre sólo se encuentran átomos de hierro, de cobre, de oxígeno y de azufre, respectivamente.
Los compuestos están formados por la unión de dos o más elementos diferentes en una proporción definida para cada compuesto. Se sabe que el agua está constituida por hidrógeno y oxígeno (ambos gases), combinados en tal forma que el producto tiene unas propiedades diferentes a las de sus componentes. Otro ejemplo es el óxido de mercurio (ll), que se presenta como un polvo amarillo o rojo, pero está formado por oxígeno (gas) y mercurio (líquido) en una proporción definida. Si se tiene una cantidad cualquiera de estos compuestos, se verá un sistema homogéneo si se observa a simple vista o con una lupa o al microscopio. Generalmente sus elementos constitutivos pueden separarse por métodos químicos.
También se puede encontrar sustancias que a simple vista parecen homogéneas, pero al observarlas con una lupa o al microscopio se ven diferentes tipos de partículas, que se encuentran en proporciones variables, que pueden separarse por medios mecánicos, pues mantienen sus propiedades individuales. Estas sustancias son las mezclas. La extracción del oro de la arena de los ríos es un ejemplo de separación mecánica de una mezcla.
Se pueden
resumir las diferencias entre mezcla y compuesto de la siguiente manera:
|
Mezcla |
Compuesto |
|
1. Los componentes se pueden encontrar en cualquier
proporción. 2. En su obtención no hay evidencia de cambio
químico. 3. Los componentes de la mezcla conservan sus
propiedades (mantienen su identidad). 4. Los componentes pueden separarse mecánicamente. |
1. Los elementos constitutivos se encuentran en proporciones
definidas de peso. 2. En su obtención siempre se presenta un cambio
químico. 3. Los componentes pierden sus propiedades
originales. 4. Los componentes pueden separarse por medios
químicos. |
En la experiencia se comprobará lo dicho anteriormente con respecto a un compuesto y a una mezcla. Se preparará una mezcla, reuniendo diferentes sustancias y se observará durante el proceso que no se presenta cambio químico alguno, porque no hay absorción ni desprendimiento de energía y porque las propiedades de cada componente se conservan. Luego se provocará un cambio químico entre estos materiales con la ayuda de calor y se probará si los componentes mantienen sus propiedades o no.
Se utilizarán como propiedades la atracción del hierro por un imán y la solubilidad del azufre en disulfuro de carbono, para comprobar cuándo el elemento ha entrado a formar parte del compuesto y cuándo no.
Materiales:
1.
Imán
2.
Mortero
3.
Tubos de ensayo
4. Gradilla
5. Mechero
6.
Vidrio de reloj
7.
Espátula
8.
Embudo de vidrio
9.
Pinzas
10. Soporte
11. Papel de filtro
Reactivos:
1. Limaduras de hierro
2. Azufre en polvo
3. Disulfuro de carbono
4. Ácido clorhídrico diluido.
Parte experimental:
a. Estudio de algunas propiedades de los elementos.
1. Con la ayuda de la espátula tome una pequeña cantidad de hierro en polvo (o limaduras) y observe sus propiedades físicas (color, olor y solubilidad en disulfuro de carbono). Para probar la solubilidad en agua y en disulfuro de carbono, introduzca una pequeña cantidad de I ¡madura en un tubo de ensayo y adicione 1 ó 2 cm3 del líquido; agite y observe si se disuelve o no. Pruebe el comportamiento con ácido clorhídrico diluido en la forma descrita antes. Repita las mismas pruebas con el azufre en polvo y anote sus observaciones en el cuadro 1.
Cuadro 1
|
Propiedad |
Hierro |
Azufre |
|
Color |
|
|
|
Olor |
|
|
|
Solubilidad en agua |
|
|
|
Solubilidad en bisulfuro de carbono |
|
|
|
Reacción con ácido clorhídrico |
|
|
|
Prueba con el imán |
|
|
b.
Preparación de una mezcla y separación de sus componentes
1.
Pese
separadamente
2.
Observe la
mezcla con una lupa. Anote sus observaciones.
3.
Coloque una
porción de la mezcla sobre un papel y pase un imán por debajo de la hoja, con un
movimiento del centro hacia los bordes. Anote sus observaciones (ver figura 1).
4.
Con la ayuda
de la espátula tome una pequeña porción de la mezcla, pásela a un tubo de
ensayo y adicione unos 2 cm3 de disulfuro de carbono. Agite. Filtre
la mezcla en papel de filtro (no lo humedezca). Observe el residuo y el
filtrado. Anote sus comentarios.
5.
Evapore el
filtrado sobre un vidrio de reloj al baño maría. Observe el residuo. Anote sus
comentarios.
6. Deje secar el contenido del papel de filtro. Anote sus observaciones.
Figura 1
Discusión:
1.
¿La mezcla de azufre y hierro es homogénea o heterogénea? Explique.
2.
¿Considera posible separar el hierro y el azufre con un imán? Explique.
3.
De acuerdo con la coloración del filtrado y las características del
residuo, después de evaporar el disulfuro de carbono, y del residuo sobre el
papel de filtro, ¿qué sustancias ha separado?
4.
Cuando reunió el azufre y el hierro, ¿obtuvo un compuesto, un elemento
o una mezcla? Explique su respuesta.
Figura 2
c.
Ley de proporciones definidas
1.
Pese un tubo
de ensayo limpio y seco.
2.
Introduzca en
el tubo
3.
Al producto de
la reacción adicione, lentamente, ácido clorhídrico diluido. Observe las
características del gas que se desprende (si es necesario caliente a la llama del
mechero).
Cuadro 2
|
Peso del tubo de ensayo |
______ g (A) |
|
Peso del tubo de ensayo + compuesto formado |
______ g (B) |
|
Peso del compuesto formado (B-A) |
______ g (C) |
|
Peso
del azufre combinado con la limadura de hierro (C- |
______ g (D) |
Discusión
1.
Compare el valor de la masa (D) de azufre combinada con la limadura de
hierro (su dato), con el valor obtenido por sus compañeros. ¿Qué conclusión
puede plantear?
2.
De acuerdo con la ecuación balanceada entre el azufre y el hierro, calcule
la masa de azufre que se combina con
3.
Investigue la reacción que ocurre al tratar el compuesto formado con
ácido clorhídrico diluido y escriba la ecuación correspondiente.
4.
Durante la formación del compuesto de azufre y hierro, se forma un
compuesto de olor picante. ¿Cuál es? Investigue la reacción y escriba la
ecuación correspondiente.
LABORATORIO Nº 15
Manejo de la
balanza.
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1.
Distinguir diferentes tipos de balanzas.
2.
Utilizar en forma correcta la balanza para realizar pesadas.
Introducción.
La masa de una sustancia es una medida de la cantidad de materia que contiene. El peso es la fuerza que ejerce sobre esa masa la gravedad de la Tierra. Aunque los términos «masa» y «peso» son diferentes, corrientemente se usan ambos términos indistintamente.
El peso se expresa mediante la fórmula:
P = m x
g
Donde:
P = peso del cuerpo considerado
m = masa del cuerpo
g =
gravedad de la Tierra donde efectúa la pesada.
Si comparamos
dos cuerpos con pesos P1 y
P2 en un mismo lugar de la Tierra, se tiene que:
Entonces, la relación de pesos es igual a la relación de masas; lo cual indica que pesar cuerpos es comparar sus masas.
Para nuestros trabajos de laboratorio la operación utilizada con el fin de determinar la masa te un cuerpo se llama "pesada" y el instrumento utilizado es la balanza.
Manejo de la balanza:
Existen
diferentes tipos de balanza; sin embargo, las de mayor uso en el laboratorio
son: a balanza de Roberval (balanza de dos platos), la balanza de monoplato
digital, y la balanza analítica. De estos tipos de balanzas, la más sensible
que permite efectuar pesadas con mayor exactitud es la balanza analítica. Ver
figura 1.
Figura 1: Balanzas
a) de tres brazos b) de Roberval c) de precisión o analítica
Para el mejor manejo de la balanza, el profesor iniciará indicando las partes de la balanza. Luego siga las siguientes instrucciones:
a. Mantenga la balanza siempre limpia. Evite que se le acumule polvo y restos de material que haya pesado. Séquela bien, para evitar la oxidación de sus platos metálicos.
b. Coloque la balanza sobre una masa fija bien nivelada. Evite cambiarla de sitio, y el lugar donde va a pesar debe tener adecuada iluminación.
c. Si tiene que determinar el peso varias veces durante un mismo experimento, procure usar la misma balanza.
d. Nunca ponga una sustancia sólida directamente sobre el platillo; use para ello un vidrio reloj, un vaso químico, papel parafinado o papel filtro, de acuerdo al tipo de sustancia que va a pesar. Nunca pese objetos o sustancias calientes.
Para pesar una sustancia en una balanza Roberval proceda así:
a. Observe que la balanza esté en equilibrio, la aguja indicadora o fiel señalará la escala de equilibrio. Si no lo logra, ponga pesas (tara) hasta ajustar el cero de equilibrio y anote este peso para ser restado del peso final obtenido.
b. Coloque el objeto que se va pesar, sobre el platillo izquierdo.
c. Mueva la pesa sobre el brazo hacia la derecha poco a poco, división por división, hasta notar que el brazo empieza a caer; luego mueva la pesa atrás una división. Observe la oscilación del fiel. Si oscila el mismo número de divisiones hacia la derecha y hacia la izquierda del cero de la escala del fiel, es casi seguro que la balanza está en equilibrio y su lectura será más exacta cuando las oscilaciones del fiel alrededor del cero son amplias (3 o 4 divisiones).
d. Proceda a tomar la lectura sumando los valores de las pesas mostradas por las posiciones que ocupan y anote su información en su cuaderno de registro de datos. No confíe en la memoria, anote siempre los valores obtenidos.
e. Al terminar de pesar deje los platos libres de carga y mueva uno de los equilibrios lejos del cero de la escala, para que los platos no puedan oscilar. Recuerde que la balanza debe quedar bien limpia y, si hay pesas aisladas, guárdelas en el lugar donde las obtuvo.
La balanza monoplato también es de uso corriente en el laboratorio, y para su manejo proceda así:
a. Observe en el nivel de burbuja que la balanza esté nivelada. Si no lo está, informe al profesor para que la ajuste girando la tuerca para nivelación colocada en la base. Suelte el brazo.
b. Coloque las pesas en cero y compruebe el cero de la balanza. Si es necesario, mueva el mecanismo de ajuste a cero hasta lograr el equilibrio. También puede realizar la operación de tara para nivelar la balanza.
c. Deposite el objeto en el plato.
d. Mueva la pesa mayor (unidades de 0,l g) hasta que el fiel descienda.
e. Retroceda una muesca.
f. Proceda igual para la siguiente pesa mayor (unidades de 1g).
g. En seguida, mueva la pesa corrediza (
Materiales:
1. Balanza Roberval o balanza monoplato
2. Monedas de igual denominación para el grupo
3. Tubos de ensayo y del mismo tamaño.
Procedimiento:
1.
Anote y dibuje
el tipo de balanza que se va a utilizar.
2.
Cerciórese que
la balanza está en equilibrio. La aguja indicadora o fiel señala la escala de
equilibrio.
3.
Deposite la
moneda en el plato izquierdo.
4.
Mueva la pesa
en el brazo de 0.1g a 1g hacia la derecha, ¿Qué observa? Si nota que el brazo
empieza a caer, muévalo hacia atrás una división con la muesca. ¿Qué le sucede
al fiel?
5.
Si nota que el
fiel se mueve igual para la izquierda que para la derecha del cero de la
escala, ha logrado el equilibrio de la balanza y proceda a anotar la lectura de
la pesada.
6.
Si por el
contrario no encuentra el equilibrio en la balanza, proceda a usar el brazo de
1g a 10g de la misma forma que lo hizo antes, hasta lograr el equilibrio de la
balanza.
7.
Sume los
valores de las pesas mostradas por la lectura de las posiciones que ocupan las
muescas y anote este valor, que corresponde al peso de la moneda pesada.
8.
Anote el valor
de la moneda pesada en el cuadro de resultados. Compare su lectura con la de
cuatro compañeros que ejecutaron el mismo procedimiento utilizando una moneda
de igual denominación.
9. Obtenga el promedio de los pesos obtenidos, dividiendo el peso total de las monedas entre el número de pesadas.
10. Repita el mismo procedimiento utilizando un tubo de ensayo de igual tamaño para todos.
Actividades y Resultados.
1. ¿Qué sucedió cuando colocó la moneda en el platillo y movió la pesa hacia la derecha? ¿Qué le sucedió al fiel?
2. Al mover la pesa hasta lograr que el brazo cayera, ¿qué notó en el fiel?
3. ¿Cuándo se decidió a tomar la lectura para señalar el peso de la moneda?
4. Si el brazo de pesas no se mueve, ¿qué recomienda hacer?
5. Cuando el fiel no mantiene oscilaciones iguales a la derecha y a la izquierda del cero del equilibrio, ¿qué recomendaría hacer?
6. Cuadro de resultados
|
Pesada
(lectura en g) |
|||||||
|
Balanza Roberval |
A |
B |
C |
D |
E |
TOTAL |
PROMEDIO |
|
Moneda de |
|
|
|
|
|
|
|
|
Tubo de ensayo |
|
|
|
|
|
|
|
|
Balanza digital |
A |
B |
C |
D |
E |
TOTAL |
PROMEDIO |
|
Moneda de |
|
|
|
|
|
|
|
|
Tubo de ensayo |
|
|
|
|
|
|
|
7. ¿Todas las monedas y los tubos de ensayo tuvieron el mismo peso? De lo contrario señale las posibles causas que lo provocaron.
LABORATORIO Nº 16
Manejo de
utensilios para medir líquidos
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Adquirir conocimiento y soltura en el manejo de la probeta, la pipeta y la bureta para medir volúmenes de líquidos.
Introducción.
En el
laboratorio de química frecuentemente tenemos que realizar operaciones
cuantitativas de medir volúmenes de líquidos. Los instrumentos que más se usan
para realizar mediciones de volúmenes son: la probeta o cilindro graduado, la
pipeta, la bureta y el matraz aforado. Ver fig. 1.
Figura 1: Utensilios para medir volúmenes
De estos
instrumentos, la pipeta y la bureta se utilizan para realizar mediciones con
exactitud; la probeta mide volúmenes no tan exactos. Estos instrumentos llevan
marcadas las divisiones en graduaciones para facilitar la lectura de los
volúmenes de los líquidos. El matraz aforado mide volúmenes exactos con mayor
precisión y exactitud.
Además de los instrumentos señalados, en el laboratorio se usan mucho los vasos químicos o vasos de precipitado, matraces y balones para indicar solamente volúmenes aproximados.
Manejo de la probeta o cilindro graduado.
La probeta es un instrumento alargado con una base de apoyo y esta calibrada en centímetros cúbicos o mililitros y fracciones de mililitros que nos indican el volumen que lleva la probeta hasta el nivel de su graduación. Las probetas vienen en diferentes tamaños, siendo las de mayor uso las probetas de 10, 50, 100 y 250 cm3.
Para el bien uso de la probeta se recomienda que:
1.
La probeta
debe estar seca y limpia al momento de usarla.
2.
Al elegir la
probeta, se debe observar que su volumen total sea lo más cercano al volumen
que va a medir. Por ejemplo, si necesita medir 45 cm3, utilice una
probeta de 50 cm3 y no una de 10 cm3 u otra de 100 cm3.
Si usa la probeta de 10 cm3, tendría que realizar cinco mediciones.
En el caso de la probeta de 100 cm3, a pesar de que ambas probetas
(50 cm3 y 100 cm3) tienen 10 divisiones, y que se
aprecian décimas entre cada dos graduaciones, la precisión obtenida con la
probeta de 50 cm3 será +0,5 cm3 y con la de 100 cm3,
de +l cm3. Es importante habituarse a interpolar entre dos marcas
consecutivas de la graduación para llegar a apreciar las décimas entre ellas.
3.
Al tomar la
lectura del líquido, evitar el error de paralaje. Ver figura 2. Si el eje
visual no es perpendicular a la escala, se obtendrá una lectura equivocada.
4.
Observe bien
el menisco (línea divisoria entre el líquido y el aire), que forma el líquido
con la pared de la probeta, pues presenta una curva en la parte media, que de
acuerdo al líquido contenido puede ser un menisco cóncavo o un menisco convexo.
Se tomará como nivel del líquido para la lectura, la línea horizontal que va
desde el centro de la curva a la pared de la probeta. NUNCA TOME COMO REFERENCIA LOS BORDES DE LA PROBETA.
Figura 2. Menisco y error de paralaje. La vista debe dirigirse al punto
medio de la curvatura del menisco; en un plano horizontal nunca se observa ni
por encima ni por debajo del eje visual.
Manejo de la pipeta.
La pipeta
es, un instrumento que sirve para medir volúmenes de líquidos con alta
precisión y exactitud. Hay pipetas volumétricas y serológicas. La pipeta
volumétrica tiene su parte media ensanchada y sirve para medir un volumen fijo
del líquido. La pipeta serológica tiene graduaciones, por lo que sirve para
tomar diferentes volúmenes de líquido. Ver figura 3.
Figura 3: Tipos de
pipetas. (1 Pipeta graduada para medir cualquier volumen, 2 y 3 Pipetas
calibradas para medir un determinado volumen.)
Para el
manejo de la pipeta procederemos así:
1.
Se introduce
el extremo inferior de la pipeta en el recipiente que contiene el líquido que
se va a trasvasar.
2.
Se succiona
suavemente por la parte superior de la pipeta, ya sea con la boca o
preferiblemente usando una propipeta, especialmente si el líquido a succionar es
cáustico o venenoso, hasta que alcance un nivel superior al volumen que desea
transferir. NUNCA PIPETEE CON LA BOCA
UN LIQUIDO DESCONOCIDO.
3.
Proceda a
ajustar el volumen deseado tapando con el dedo índice el extremo superior de la
pipeta. NUNCA UTILICE EL DEDO PULGAR.
Figura 4 Uso de la
Pipeta volumétrica
4.
Coloque la
pipeta sobre el recipiente donde va a trasvasar el líquido y, levantando
gradualmente el dedo índice, deje caer el líquido, evitando que la pipeta tenga
contacto con el líquido que pueda contener el recipiente receptor. Nunca
introduzca la pipeta en diferentes frascos para trasvasar líquidos. Evite la
contaminación de los reactivos.
5. Para lavar la pipeta, deje pasar abundante agua de arriba hacia abajo, luego se lava por fuera y se seca.
La bureta
es un instrumento que está graduado para medir volúmenes. Su numeración, que
empieza generalmente en la parte superior, señala con números los centímetros
cúbicos y con simples marcas, las décimas de ellos. Lleva en su extremo
inferior una llave de paso para controlar la salida del líquido. Observe que
debajo de la llave de paso hay un espacio que no está graduado.
Para el buen uso de la bureta proceda así:
1.
Con la llave
de paso cerrada, eche una solución detergente usando un embudo. Agite varias
veces la bureta y abra la llave de paso para que salga la solución detergente.
2.
Enjuague con
agua de la fuente. Repita la operación tres veces y finalmente con agua
destilada. Después de vaciar el agua destilada observe si se forman burbujas de
agua en sus paredes o si queda humedecida en forma pareja. Si se forman gotas
de agua sobre las paredes es porque no quedó bien limpia. Repita el lavado
hasta que las paredes queden húmedas.
3. Arme el sistema para usar la bureta. Ver figura 5. Recuerde poner debajo del recipiente receptor papel blanco.
Figura 5
4.
5.
Si ha salido
mucha solución titulante es recomendable que ajuste el volumen a la primera
lectura de la parte superior de la bureta, que generalmente es cero, antes de
iniciar la valoración o medición. Importante: no olvide anotar la lectura del volumen con el cual inicia su trabajo.
6.
En este
momento puede comenzar la medición y no olvide que el uso de la bureta se
facilita si maneja la llave de paso con la mano izquierda y con la mano derecha
sujeta o agita el recipiente colector. Ver figura 6
Figura
6
Materiales y reactivos:
1. Probetas de 10, 50 y 100 cm3
2. Pipeta volumétrica de 10 cm3
3. Pipeta serológica de 10 cm3
4. Bureta de 50 cm3
5. Vaso químico de 250 cm3
6. Matraz Erlenmeyer de 250 cm3
7. Embudo de vidrio
8. Soporte universal
9. Pinza para bureta
10. Aceite de comer.
Procedimiento:
1.
Manejo de la
probeta.
a.
Llene el vaso
químico de 250 cm3 de agua hasta la mitad.
b.
Vierta agua
del vaso químico en una probeta de 10 cm3 hasta la graduación que
marca 5 cm3. Evite el error de paralaje y anote la forma del
menisco.
c.
Repita el
procedimiento anterior usando aceite de comer en lugar de agua. Anote la forma
del menisco.
d. Vierta 10 cm3 de agua en la probeta de 50 cm3. Con cuidado trasvase el agua a una probeta de 100 cm3. Anote su lectura en el cuadro de resultados Nº 1
e. Repita la misma operación cuatro veces más, agregando siempre el agua medida en la probeta de 50 cm3 a la probeta de 100 cm3. Anote todas las lecturas del nivel que se va alcanzando en la probeta de 100 cm3, en el cuadro de resultados Nº 1.
2.
Uso de la
pipeta y la probeta.
- Tome una pipeta volumétrica de 10 cm3 y la llena de
agua hasta la marca de 10 cm3.
- Vierta el agua de la pipeta volumétrica en una probeta de 50 cm3.
Lea el nivel alcanzado en la probeta, contemplando las décimas entre dos
divisiones. Anote su lectura en el cuadro de resultados Nº 2.
- Repita el procedimiento cuatro veces más, anotando en cada caso el
nivel que va alcanzando el agua en la probeta, en el cuadro de resultados
Nº 2
- Tome ahora una pipeta serológica de 10 cm3 y repita las mismas operaciones de los puntos a, b y c. Anote su lectura en el cuadro de resultados Nº 3.
3.
Uso de la
bureta y la probeta.
a.
Tome una
probeta de 10 cm3 y la llena de agua hasta la marca de 10 cm3.
b.
Con cuidado
vierta el agua de la probeta en la bureta de 50 cm3. Lea el nivel
alcanzado en la bureta y anote su lectura en el cuadro de resultados Nº 4.
c.
Repita la
operación cuatro veces más, anotando en cada caso el nivel que va alcanzando el
agua en la bureta, en el cuadro de resultados Nº 4.
Actividades y Resultados.
a.
Uso de la
probeta.
a.
Forma del
menisco del agua: ______________________________
b. Forma del menisco del aceite: ______________________________
c.
¿Qué importancia
tiene el menisco al realizar una lectura de volumen?
d.
Cuadro de
resultados Nº 1.
|
Lectura en probetas |
||||||
|
Operación |
Lecturas en cm3 |
|||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
Total |
|
|
Medida en la probeta de 50 cm3 |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
50 |
|
Lectura en la probeta de 100 cm3 |
|
|
|
|
|
|
e.
2. Uso de la pipeta y la probeta.
a. Cuadro de resultados Nº 2
|
Pipeta volumétrica y probeta |
||||||
|
Operación |
Lecturas en cm3 |
|||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
Total |
|
|
Medida en la pipeta volumétrica |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
50 |
|
Lectura en la probeta de 100 cm3 |
|
|
|
|
|
|
b. ¿Es igual el total medido con la pipeta volumétrica al total de la lectura en la probeta? ¿Cuál instrumento resulta más exacto para medir volúmenes?
c. Cuadro de resultados Nº 3
|
Pipeta serológica y probeta |
||||||
|
Operación |
Lecturas en cm3 |
|||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
Total |
|
|
Medida con la pipeta serológica |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
50 |
|
Lectura en la probeta de 100 cm3 |
|
|
|
|
|
|
d. De acuerdo a los resultados entre la pipeta volumétrica y la pipeta serológica ¿cuál es más exacta? ¿Cuál es más precisa?
3. Uso de la bureta y la probeta.
a. Cuadro de resultados Nº 4
|
Bureta y probeta |
||||||
|
Operación |
Lecturas en cm3 |
|||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
Total |
|
|
Medida con la probeta |
10 |
10 |
10 |
10 |
10 |
50 |
|
Lectura en la probeta |
|
|
|
|
|
|
b. De acuerdo a los resultados, entre la bureta y la probeta, ¿Cuál es más exacta? ¿Cuál es más precisa?
LABORATORIO Nº 17
Mediciones de
longitud, masa y volumen.
PROF.
MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Utilizar los instrumentos
correctos para realizar operaciones de medir longitud, masa y volumen, con
bastante exactitud y precisión.
2. Comprobar que al hacer una medición intervienen tanto el factor humano como variables que pueden provocar resultados equivocados.
3. Realizar transformaciones de medidas SI al Sistema Inglés, y viceversa, utilizando el método de conversión de unidades
Introducción.
La química es una ciencia experimental que en el aspecto cuantitativo se caracteriza por el uso de diferentes tipos de mediciones para los cálculos tanto en la industria como en el laboratorio de clases.
Para conocer sobre longitud, masa, volumen, entre otras magnitudes, se hace necesario saber manipular los instrumentos para realizar las mediciones con un alto grado de exactitud y precisión, y así tener confiabilidad en los resultados que se obtengan.
Para lograr una medición con exactitud, el alumno o la alumna debe seleccionar el instrumento adecuado y utilizarlo correctamente con cuidado y habilidad.
Por ejemplo, si usted pesa 0.5g de sal en una balanza analítica obtendrá una lectura de medición más exacta que si pesa los 0.5g de sal en una balanza Roberval. Sin embargo, si no sabe el uso de la balanza analítica, no obtendrá una medición exacta.
En cambio, si usted tiene que medir 10 cm3 de alcohol y utiliza una pipeta volumétrica, el resultado será más preciso, que si utiliza una probeta. La precisión refleja el grado de confiabilidad para reproducir mediciones, y depende en gran medida del grado de calibración y sensibilidad del instrumento utilizado.
Al medir varias veces la misma magnitud por ejemplo, si medimos 5 veces el largo de un lápiz, podría darse la situación de obtener lecturas diferentes, aunque hayamos usado el mismo instrumento, que son exactas pero no precisas.
Lo anterior introduce un cierto grado de incertidumbre en las mediciones. Por eso en una medición debemos considerar los errores humanos y mecánicos que afectan la incertidumbre de los mismos
Para
determinar el porcentaje de error al realizar una medición utilizaremos la
fórmula:
Por ejemplo, el valor real o verdadero es de 10g de azúcar, pero el valor experimental es de 9.8g, ¿cuál será el porcentaje de error al realizar la medición?
Datos:
Valor verdadero = 10g
Valor experimental = 9.5g
% de error = 5%
Cada instrumento de medición está graduado para leerse hasta ciertas divisiones; sin embargo, algunas veces requiere una estimación entre las divisiones más pequeñas marcadas sobre el instrumento. Tal proceso de estimación se llama interpolación. Ver figura 1
Las mediciones que trataremos en el experimento son de: longitud, masa y volumen.
Fig. 1. Interpolación. La distancia entre las marcas se divide
imaginariamente en 10 partes iguales y se observa la línea imaginaria que se
encuentra más próxima al borde del objeto indicador o fondo del menisco, la
distancia entre las marcas pueden ser divididas en menos partes, dependiendo de
le graduación del aparato de medición.
A. Longitud: La longitud podemos considerarla como la distancia, en línea recta, entre dos puntos. En general, el instrumento que más se usa para medir longitud es la regla que en su mayoría viene graduada en centímetros y/o en pulgadas. En el laboratorio de química se emplea mucho el centímetro, milímetro, el micrón y el angstrom.
B. Masa: La masa corresponde a la cantidad de materia de un cuerpo, y está relacionada a su inercia. Aunque peso y masa no es lo mismo; en base a que el peso es proporcional a la masa, para nuestros trabajos de laboratorio determinaremos la masa utilizando la balanza, pesando la misma. Las unidades que más se usan en el laboratorio para pesar es el gramo y el kilogramo.
C. Volumen: Para medir el volumen, o sea el espacio que ocupa una materia dada, se recurre a diferentes métodos. En el caso de un sólido regular, por ejemplo un cilindro, se puede determinar su volumen midiendo sus longitudes. Sin embargo, tanto en los sólidos regulares como en los sólidos irregulares se encuentra el volumen aplicando el Principio de Arquímedes. Las unidades de medir volúmenes, más usadas en el laboratorio de química son: el mililitro (mi) o centímetro cúbico (cm3) y el litro (L) o decímetro cúbico (dm3).
Materiales y reactivos:
1. Regla graduada en cm y pulgadas
2. Hoja de la guía de laboratorio
3. Balanza
4. 5 monedas o 5 trozos iguales de cualquier sólido pequeño
5. 5 bolas o canicas iguales
6. Copita con divisiones para medir líquidos
7. Pipeta
8. Lata de soda vacía
9. Botella de soda vacía u otro recipiente para almacenar líquidos.
Procedimiento:
1.
Longitud.
1.1.
Observe su
regla y las partes en que está subdividida.
1.2.
De acuerdo a
lo observado, las distancias entre los números más grandes de la regla, ¿a qué
fracción de un metro corresponden? Anote.
1.3.
¿A qué
fracciones corresponden las distancias marcadas con rayas pequeñas entre los números
más grandes.
1.4.
Observe ahora
las divisiones de la regla en pulgadas.
1.5.
De acuerdo a
lo observado, la distancia entre dos números adyacentes resaltados en grande,
¿qué medición nos dará en pulgadas?
1.6.
¿A qué
fracciones corresponden las divisiones más pequeñas?
1.7.
Mida la
longitud de una hoja de su guía de laboratorio, primero en cm y luego en pulg.
1.8. Haga tres mediciones del largo en cm de: un tubo de ensayo, un policial y la base del soporte. Transforme las mediciones obtenidas a pulgadas. Use el factor de conversión (1 pulg.= 2,54cm). Anote sus resultados en el cuadro Nº 1
2.
Masa.
2.1.
Tome 5 monedas
del mismo valor o 5 bolas iguales y péselas. Anote el peso.
2.2.
Obtenga el
peso promedio de una moneda.
2.3.
Pese una
moneda y anote su peso.
2.4. Transforme los pesos obtenidos a unidades del sistema inglés. Use el factor de conversión (1 lba. = 453,6g).
3.
Volumen.
3.1.
Llene de agua
hasta la división máxima la copita de medir. Anote su lectura.
3.2.
Usando una
pipeta, saque con cuidado el agua contenida en la copita y la deposita en una
probeta de 10 cm3. Anote el agua sacada con la pipeta y la lectura
obtenida en la probeta. Llene el cuadro Nº 2
3.3.
Llene de agua
la lata vacía de soda. Deposite el contenido en una probeta de 250 cm3.
Anote la lectura. Compare la lectura del agua en la probeta con el volumen
señalado en la lata vacía. Observe y comente.
3.4.
Repita la
misma acción usando Otra lata vacía o una botella vacía de soda. Anote la
lectura y compare con el volumen rotulado en el recipiente usado.
3.5.
Transforme los
volúmenes obtenidos a unidades inglesas. Use el factor de conversión (
Actividades y Resultados.
1.
Longitud:
1.1.
La regla está
subdividida en: ___________________________________.
1.2.
Las distancias
entre los números más grandes de la regla corresponden a las fracciones de metro
llamadas: ___________________________________.
1.3.
Las distancias
marcadas con rayas pequeñas entre los números grandes corresponden a:
___________________________________.
1.4.
¿Qué
diferencia nota entre las divisiones de la regla en centímetros y pulgadas? ______________________________________________________________________________________________________________________________________________
1.5.
La distancia
entre dos números adyacentes, en grande, nos dará en pulgadas:
___________________________________.
1.6. Las fracciones de las divisiones pequeñas corresponden a: ________________________.
1.7. Resultados de las mediciones en el cuadro Nº 1
Cuadro Nº 1: Mediciones de Longitud
|
Materiales usados |
Lectura |
|
|
cm |
pulg |
|
|
Hoja guía |
|
|
|
Tubo de ensayo |
|
|
|
Tiza |
|
|
|
Borrador |
|
|
1.8.
Compare sus
resultados con las de cuatro compañeros que hayan usado el mismo material.
¿Notó alguna diferencia? ¿Cuáles mediciones fueron más precisas?
1.9. Señale causas que provoquen resultados diferentes.
Masa.
1.10. Peso de las 5 monedas: __________g __________oz.
Peso
promedio: __________g __________oz.
Peso de una moneda: __________g __________oz.
1.11.
¿Es igual el
peso promedio de las monedas al peso de una moneda? Explique su respuesta.
2. Volumen.
Cuadro Nº 2: Medición de volumen.
|
Lecturas |
||
|
Medida con la copita |
Pipeta |
Probeta 10 cm3 |
|
_______cm3 _______oz |
_______cm3 _______oz |
_______cm3 _______oz |
2.1. .¿Son iguales las lecturas en la pipeta y la probeta que la medida con la copita? Explique su respuesta.
2.2. Entre la pipeta y la probeta, ¿cuál fue más exacta y precisa al registrar la lectura?
LABORATORIO Nº 18
Densidad de sólidos
y líquidos.
PROF. MARCOS REYES
Objetivos:
1. Determinar la densidad de
sólidos y líquidos por la vía experimental.
2. Comparar los conceptos teóricos para la obtención de la densidad, al utilizar la fórmula química y el resultado práctico en el laboratorio.
Introducción.
Las sustancias puras, elementos o compuestos, tienen diferentes propiedades físicas, entre las cuales podemos mencionar la densidad. La densidad sirve para comprobar la pureza de una sustancia y también para identificar una sustancia desconocida.
Definimos la densidad de una sustancia como: la relación entre una masa dada y su volumen. La sustancia puede estar en estado sólido, líquido o gaseoso.
La densidad en forma matemática se obtiene dividiendo la masa de la sustancia entre el volumen que ocupa.
Cuadro Nº 1
Donde:
D =
densidad
M = masa
V = volumen
En el sistema
SI la densidad se expresa en g/cm3.
En este experimento determinaremos la densidad de materiales sólidos y líquidos.
Para encontrar la densidad de un sólido regular, debemos obtener en forma matemática el volumen del mismo, a través de nuestros conocimientos de geometría.
Para
encontrar el volumen de un sólido irregular se mide el desplazamiento del
sólido en el agua, aplicando el Principio de Arquímedes. El aumento de volumen
observado al sumergirse el sólido en el agua será el volumen del mismo.
El peso de
un líquido se obtiene por diferencia. Pesamos primero el recipiente seco y
vacío, y luego el recipiente con el líquido; la diferencia, corresponde al peso
del líquido.
Figura 1:
Determinación del volumen de un sólido irregular.
Materiales y reactivos:
1. Balanza
2. Bolas o canicas de vidrio
3. Trozos de vidrio
4. Madera o metal de forma rectangular
5. Probeta de 50 cm3
6. Probeta de 10 cm3.
Procedimiento:
1. Densidad de un sólido regular.
1.1. Tome las medidas del largo, el ancho y la altura del trozo del material rectangular. Anote su lectura.
Largo
__________cm Ancho __________cm Altura __________cm.
1.1 Aplique la fórmula para buscar el volumen del material. V = l x a x h
Donde l
= largo, a = ancho, h = altura.
1.2
Pese en la
balanza el material. Anote su masa
1.3 Con estos datos calcule la densidad del sólido.
2
Densidad del
sólido irregular.
2.1
Tome una
canica y la pesa. Anote su masa.
2.2 Vierta aproximadamente 20 cm3 de agua en la probeta de 50 cm3. Anote su lectura __________cm3. Será el volumen inicial (Vi) igual al volumen del líquido.
2.3 Deposite con cuidado la canica dentro de la probeta con el agua. Anote su lectura __________cm3. Será el volumen final (Vf) cuando se añade la canica.
2.4 Entonces, el volumen de la canica será igual al volumen final menos el volumen inicial. V canica = V final – V inicial
2.5 Calcule la densidad de la canica.
3
Densidad de un
líquido.
3.1
Pese la
probeta de 10 cm3. Debe estar bien limpia y seca. Anote su lectura
__________g
3.2
Mida 5 cm3
de agua en la probeta. Anote el volumen __________cm3
3.3
Pese
nuevamente la probeta con los 5 cm3 de agua. Anote la masa
__________g
3.4
La diferencia
en peso corresponde a la masa del agua __________g
3.5
Con los datos
obtenidos proceda a obtener la densidad del agua.
Actividades y Resultados.
1.
Densidad de un
sólido regular.
1.1.
Largo del
objeto __________cm.
1.2.
Ancho del
objeto __________cm.
1.3.
Altura del
objeto __________cm.
1.4.
Volumen del
objeto __________cm3
(largo x ancho x altura)
1.5.
Masa del
objeto __________g
1.6.
2.
Densidad de un
sólido irregular.
2.1.
Masa de la
canica __________g
2.2.
Volumen
inicial en la probeta __________cm3
2.3.
Volumen final
en la probeta más la canica __________cm3
2.4. Volumen de la canica (Vf – Vi) __________cm3
2.5.
3.
Densidad del
líquido.
3.1.
Masa de la
probeta vacía __________g
3.2.
Masa de la
probeta con agua __________g
3.3.
Masa del agua __________g
3.4.
Volumen del
agua __________cm3
3.5.
4. Conociendo la densidad del agua (1 g/cm3) determine el porcentaje de error al obtener experimentalmente la densidad del agua.
5. La densidad de la leche es de 1,030 g/cm3. ¿Cuántos gramos de leche en polvo se obtienen de un vaso de leche que contiene 103 cm3 de leche líquida?
LABORATORIO Nº 19
Medición de
temperatura
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Utilizar correctamente el
termómetro en el laboratorio
2. Convertir las temperaturas anotadas a las diferentes escalas conocidas.
Introducción.
El termómetro es de uso constante en el laboratorio de química y está conformado por un tubo capilar de vidrio, con un ensanchamiento o bulbo en el extremo inferior. Ver figura 1
Generalmente el termómetro que se usa en el laboratorio es el que tiene en su interior mercurio, líquido que se contrae y se dilata fácilmente con la variación de la temperatura. Cuando la temperatura es baja, el mercurio se contrae y se recoge en el bulbo mientras que al aumentar la temperatura, el mercurio se dilata y asciende por el capilar, que tiene divisiones llamadas grados.
En el
laboratorio de química es común el termómetro de mercurio graduado en la escala
centígrada que mide temperatura desde
Figura 1: El termómetro se utiliza para medir
temperaturas
Otras escalas
termométricas muy comunes son la Fahrenheit y la Kelvin, conocida también como
Absoluta, que es la escala del SI para la magnitud de la temperatura. Estas
escalas están correlacionadas, de manera que aplicando la fórmula requerida se
pueden convertir temperaturas de una escala a la otra.
Para el uso correcto del termómetro se recomienda:
1.
Tomarlo
siempre por el extremo superior, entre los dedos índice y pulgar, NUNCA tome el
termómetro por el bulbo,
2.
Antes de
emplearlo, se debe examinar el termómetro y, anotar las temperaturas máxima y
mínima que se puede medir con él. Acostúmbrese a tomar la temperatura que hay
en el laboratorio.
3.
No dejar que
el termómetro toque las paredes ni el fondo del recipiente donde lo introduce.
4.
No usarlo para
revolver o agitar la sustancia cuya temperatura se va a medir.
5.
Tomar la
lectura con el bulbo del termómetro sumergido en la sustancia.
Materiales y reactivos:
1. Termómetro
2. Mechero
3. Sistema de calentar
4. Vaso químico de 250 cm3
5. Agua
6. Hielo
7. Sal
8. Reloj.
Procedimiento:
1.
Tome un
termómetro, examínelo bien, observe su temperatura máxima y mínima. Anote su
lectura.
2.
Determine la
temperatura en el laboratorio. Anote su lectura.
3.
Vierta 100 cm3
de agua en el vaso químico de 250 cm3. Tome la temperatura del agua.
Anote la lectura.
4.
Agregue hielo
y media cucharada de sal. Agite la mezcla.
5.
Espere 2
minutos y anote la temperatura.
6.
Transforme las
temperaturas obtenidas a grados Fahrenheit.
7.
Vierta 100 cm3
de agua en otro vaso químico (o el mismo que esté seco y a temperatura
ambiente).
8.
Proceda a
calentar el agua a una llama mediana y anote la temperatura cada 20 segundos
hasta que el agua comience a burbujear y la lectura de la temperatura se
mantenga constante. Anote sus observaciones en el cuadro Nº 1
Actividades y resultados.
1.
Lectura del
termómetro.
1.1.
Temperatura
mínima: _______°C _______°F
1.2.
Temperatura
máxima: _______°C _______°F
2.
Temperatura en
el laboratorio: _______°C _______°F
3.
Temperatura del
agua del grifo: _______°C _______°F
4.
Temperatura
del agua con hielo: _______°C _______°F
5.
Cuadro de
registro de la temperatura y el tiempo de calor:
Cuadro Nº 1
|
Tiempo en seg |
0 |
20 |
40 |
60 |
100 |
120 |
140 |
160 |
180 |
|
Temp. en °C |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
6. Considere el tiempo como la variable independiente y a la temperatura la variable dependiente. Proceda a hacer la gráfica hasta lograr el punto de ebullición.
LABORATORIO Nº 20
Naturaleza atómica
de la materia
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos
1.
Inferir la existencia de partículas invisibles (átomos y moléculas) a
partir de propiedades de conjuntos de partículas visibles.
2.
Explicar la difusión del permanganato de potasio (KMnO4) en
agua.
Introducción
La materia está formada por partículas muy pequeñas, que poseen masa y volumen, llamadas átomos y moléculas. La materia que está formada por una sola clase de átomos se llama elemento. A su vez, los átomos (iguales o diferentes) se pueden unir entre sí para formar unidades más grandes, llamadas moléculas. Sean átomos o moléculas las unidades constitutivas de la materia, tienen una organización que varía según el estado físico en que se encuentre. En estado sólido, presentan una distribución rígida, con un mínimo de movimiento y con espacios entre ellas. En el estado líquido tienen más libertad de movimiento y digamos que resbalan unas sobre otras y permiten el paso de otros átomos o moléculas entre ellas. Finalmente en el estado gaseoso la libertad de movimiento es máxima, se desplazan a gran velocidad y en cualquier dirección. El espacio entre ellas es muy grande, comparado con el volumen de los átomos o moléculas.
Materiales
1. Vaso de precipitados de 250 cm3
2. Arena
3. Bolas de cristal
4. Arvejas
5. Bolas de plástico (grandes)
6. Probetas de 250 cm3.
Reactivos
1.
Permanganato de potasio
2.
Alcohol (C2H5OH)
3. Agua.
Parte
experimental
1. Coloque dos o tres cristal de permanganato de
potasio en un vaso limpio y llénelo, suavemente, con agua. No lo agite. Observe
el color en seguida de que adicione el agua, cuando haya transcurrido una hora
y, finalmente, al cabo de dos horas.
2. Tome cuatro vasos y llénelos de la siguiente
manera: el primero con bolas de plástico, el segundo con bolas de cristal, el
tercero con arvejas y el cuarto con arena. Observe cada uno de los vasos y
anote sus comentarios.
3. Ordene los recipientes según el tamaño de las
partículas que contienen, de las más grandes a las más pequeñas. Compare el
volumen ocupado por las partículas en cada recipiente.
4. Determine el espacio libre que hay entre las
partículas de los cuatro vasos midiendo el volumen de agua que se puede
agregar, sin que varíe el volumen inicial.
5. Mida aproximadamente 100 cm3 de bolas de
plástico y 100 cm3 de bolas de cristal y mézclelas. Observe el
volumen total que se obtiene. Haga lo mismo con 100 cm3 de bolas de
cristal y 100 cm3 de arvejas; con 100 cm3 de bolas de
cristal y 100 cm3 de arena; con 100 cm3 de arvejas y 100
cm3 de azúcar. Observe el volumen final en cada caso.
6. Mida 25 cm3 de azúcar y 200 cm3 de agua. Adicione el azúcar a la arena. Observe el volumen final.
7. Mida 50 cm3 de alcohol y 50 cm3 de agua y mézclelos. Observe el volumen final. Elabore un cuadro y consigne cada uno de estos datos.
Discusión
1.
¿Qué se observa al disolver un sólido en un líquido?
2.
¿Se difundirán todos los sólidos a la misma velocidad que el
permanganato de potasio?
3.
¿Qué ocurriría si se agregaran muchos cristales de permanganato de
potasio?
4.
¿Habrá el mismo número de partículas en 100 cm3 de bolas de
cristal que en 100 cm3 de arena?
5.
Compare el resultado obtenido al mezclar azúcar y agua, con el
resultado al mezclar las bolas de cristal y la arena. ¿Qué explicación da al
resultado obtenido?
6.
Compare el resultado obtenido al mezclar alcohol y agua, con el resultado
al mezclar azúcar y agua. ¿Qué explicación da al resultado obtenido?
7.
Si se acepta que los líquidos están conformados por partículas, ¿se
podrá afirmar lo mismo de los sólidos y de los gases?
8.
¿Se podrá hablar de la existencia de partículas únicamente en el caso
de las bolas de cristal, de plástico, de las arvejas y de la arena?
9. Por el hecho de que las partículas sean invisibles, ¿se podrá afirmar que no existen?
10.
¿Se puede afirmar que 100 cm3 de hierro y 100 cm3
de aluminio tienen el mismo número de partículas?
11.
¿Con este experimento podemos concluir que la materia es de naturaleza
corpuscular (formada por partículas)? Explique.
LABORATORIO Nº 21
El mol como unidad
de medida
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1.
Identificar la relación entre el número de partículas y su masa.
2.
Ilustrar el concepto de mol.
Introducción:
Por pequeña que sea, cualquier cantidad en gramos que se tome de un elemento o compuesto, contiene un gran número de átomos o de moléculas. Es decir, los átomos y las moléculas son demasiado pequeños para pesarlos individualmente. En el laboratorio, se trabaja con cantidades muy grandes de átomos y por eso se ha definido una unidad que permite manejar fácilmente esta situación; esta unidad es el mol, que es la cantidad en gramos del elemento o compuesto, que contiene un número de átomos o moléculas igual a 6,022 x 1023. Este es el número de Avogadro.
Cuando se escriben las fórmulas en una ecuación química, se están representando varios aspectos: se identifican los reaccionantes y los productos de la reacción, y se indica la proporción en moles, en que se encuentran los reaccionantes y los productos.
Materiales:
1.
Balanza
2.
Espátula
3.
Vidrio de reloj
4.
Probeta de 10 cm3
5.
Bolas de cristal pequeñas.
Reactivos:
Los indicados por el profesor.
Parte
experimental
1.
Relación de masa con el número de partículas
- Pese 10 bolas de cristal. Calcule la masa media de una bola. Calcule
la masa de 25 bolas, utilizando la masa media de una bola.
- Sin contarlas, pese el número de bolas que corresponda a la masa
calculada para 25 de ellas.
- Cuente las bolas y compare los dos resultados.
- Pese una muestra de tres elementos diferentes, asignados por el
profesor, y determine el número de moles presentes en la masa tomada.
- Usando una probeta de 10 cm3, mida muestras de tres
compuestos líquidos, indicados por el profesor. Calcule el número de moles
en cada muestra. Limpie y seque bien la probeta antes de medir cada
muestra.
Discusión:
1. Investigue el concepto de mol.
2. ¿Qué representa el número de Avogadro?
3. ¿Cómo se relaciona el número de moles con el número de Avogadro?
4.
Calcule el número de moles en 25 cm3
de alcohol, sabiendo que su densidad es 0,79 g/cm3.
5.
¿Cuál es la masa de 103 bolas de cristal?
6.
¿Cuántos gramos hay en 0,75 moles de sulfato de hierro (ll)?
7.
¿Cuántos gramos de C02 hay en 0,5 moles de este compuesto?
8.
¿Cuántas moles de carbono y de oxígeno hay en 0,5 moles de CO2?
9. ¿Cuántos gramos de
carbono y de oxígeno hay en
10. ¿Cuántos átomos de carbono y de oxígeno hay en 0,5 moles de CO2?
LABORATORIO Nº 22
Composición
porcentual de un compuesto
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Calcular el porcentaje de cada uno de los elementos presentes en un compuesto puro, a partir de los pesos de combinación y la fórmula del compuesto.
Introducción:
Los compuestos químicos tienen una composición definida, que podemos determinar mediante su análisis, o formándolo a partir de los elementos constituyentes.
En esta experiencia aplicaremos el segundo método, es decir determinar el peso de cada elemento que se combina durante la formación del compuesto.
Materiales:
1. Crisol con tapa
2. Pinza para crisol
3. Trípode
4. Mechero
5. Balanza.
Reactivos:
1. Cinta de magnesio.
Parte
experimental:
1.
Ponga a
calentar un crisol con su tapa, deje enfriar y determine su peso. Luego coloque
un trozo pequeño de cinta de magnesio y vuelva a pesar el conjunto. Caliente el
crisol vacío, teniendo ligeramente levantada la tapa. Prenda la cinta de
magnesio, deposítela rápidamente en el crisol y tápelo.
2.
Como se
requiere que entre aire para la combustión, repita varias veces el proceso de levantar
ligeramente la tapa mientras calienta. Al final, cuando casi todo el magnesio
se haya oxidado, caliente con
llama fuerte, pero siempre dejando entrar aire (ver figura 1).
3. La combustión del magnesio produce el respectivo óxido, pero además se forma nitruro de magnesio al reaccionar con el nitrógeno del aire. En este experimento nos interesa solamente el óxido. Para eliminar el nitruro se pulveriza el contenido del crisol, se adiciona una gota de agua destilada y se calienta nuevamente, con el crisol tapado para descomponer el hidróxido de magnesio formado. Las reacciones que ocurren son:
Mg3N2 + 6 H2O
→ 3 Mg(OH)2 + 2 NH3
Mg(OH)2 → MgO + H2O
4.
Deje enfriar
todo y pese nuevamente el crisol con su contenido. Calcule el peso de MgO formado.
Con esto ya tiene toda la información necesaria para calcular la composición
porcentual. Todos los datos consígnelos en el cuadro 1.
5. Para encontrar el error absoluto buscamos la diferencia entre el resultado conocido o correcto (el del peso-fórmula), y el obtenido experimentalmente. Luego se calcula el error relativo de acuerdo con la expresión:
Discusión:
1. Compare el resultado obtenido (porcentaje de oxígeno) por usted, con el de sus compañeros. ¿Qué puede concluir?
2. ¿De acuerdo con el error relativo, considera confiable el resultado obtenido?
Cuadro #1
Peso del crisol __________g
Peso del crisol + cinta de magnesio __________g
Peso de la cinta de magnesio __________g
Peso crisol + óxido de magnesio __________g
Peso del óxido de magnesio __________g
Porcentaje de magnesio (experimental) __________g
Porcentaje de oxígeno (experimental) __________g
Porcentaje de magnesio (a partir de la fórmula) __________g
Porcentaje de oxígeno (a partir de la fórmula) __________g
Error absoluto en el porcentaje de magnesio __________g
Error absoluto en el porcentaje de oxígeno __________g
Error relativo en el porcentaje de magnesio __________g
Error
relativo en el porcentaje de oxígeno __________g
Manera de colocar la tapa
Figura 1: Montaje para hacer una combustión.
LABORATORIO Nº 23
Porcentaje de
oxigeno en el clorato de potasio, mediante una reacción de análisis
PROF.
MARCOS REYES C.
Objetivos:
1.
Determinar el porcentaje de oxígeno en el clorato de potasio a partir
de la información obtenida en su descomposición térmica.
2.
Adquirir experiencia en el manejo de instrumental de laboratorio.
Introducción:
Un trabajo corriente en química consiste en determinar la composición de una sustancia. Las propiedades físicas y químicas del compuesto proveen la información para lograr este objetivo. En esta experiencia se aplicará el proceso de descomposición térmica del clorato de potasio, que da como productos cloruro de potasio y oxígeno. Nos interesa conocer la masa de oxígeno presente en una muestra dada de sal.
Materiales:
1.
Balanza
2.
Malla
3.
Vaso de precipitados de 200 cm3
4.
Crisol con tapa
5.
Triángulo
6.
Pinza para crisol
7.
Soporte
8.
Aro de hierro
9.
Espátula.
Reactivos:
1.
Clorato de potasio
2. Dióxido de manganeso.
Parte
experimental:
1.
Sobre un
triángulo, caliente por dos minutos un crisol (limpio) con su tapa. Deje
enfriar y péselo. Maneje siempre el crisol con las pinzas (ver figura 2).
2.
Pese el crisol
con una pequeña cantidad de dióxido de manganeso. Anote el peso.
3.
Pese alrededor
de
4.
Con el crisol
tapado, caliente suavemente por unos 3 minutos y progresivamente efectúe un
calentamiento más fuerte. Después de 10 minutos retire el mechero, destape el
crisol, déjelo enfriar y péselo cuando esté a temperatura ambiente.
5.
Repita el
calentamiento por unos dos minutos, deje enfriar y vuelva a pesar. Este paso se
repite hasta obtener peso constante.
Cuadro 1
Peso del crisol + tapa __________g
Peso del crisol + tapa + dióxido de manganeso __________g
Peso del crisol + tapa + dióxido de manganeso + clorato de potasio __________g
Peso del clorato de potasio __________g
Peso del crisol + tapa + dióxido de manganeso + residuo (KCl) __________g
Peso del oxígeno desprendido __________g
Peso de cloruro de potasio __________g
Porcentaje de oxígeno en el clorato de potasio (experimental) __________
Porcentaje de oxígeno en el clorato de potasio (según fórmula) __________
Porcentaje de error __________
Discusión:
1.
¿Cómo clasifica la reacción realizada?
2.
Compare sus resultados con los de sus compañeros. ¿Qué puede concluir respecto
a la composición del clorato de potasio?
3.
Indique algunas causas de error.
4.
Calcule el porcentaje de oxígeno en el ácido sulfúrico, a partir de la
fórmula.
5. Calcule el porcentaje de oxígeno en el carbonato de calcio, a partir de la fórmula
LABORATORIO Nº 24
Propiedades físicas
de los metales y de los no metales
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Observar las propiedades físicas de algunos metales y algunos no metales.
Introducción:
De acuerdo con la ubicación de un elemento en la tabla periódica podemos determinar muchas de sus propiedades, tanto físicas como químicas. Por medio de la siguiente experiencia comprobarás algunas propiedades físicas de los metales y de los no metales.
Materiales y reactivos:
1. Pinzas para crisol.
2. Un vaso de precipitados de 250 ml.
3. Un mortero con pistilo.
4. Un bombillo de 1,5 V.
5. Una pila de 1,5 V.
6. Cinta aislante.
7. Un martillo.
8. Un mechero.
9.
10. Una varilla de hierro o acero.
11.
12. Dos alambres delgados de cobre.
13. Acido clorhídrico concentrado.
14. Acido nítrico concentrado.
Procedimiento:
1. Toma cada una de las muestras: carbón, azufre, hierro y cobre y observa sus propiedades físicas: color, olor, brillo y consistencia.
2.
3. Toma con las pinzas un trozo de azufre y aproxímalo a la llama del mechero durante un minuto; observa si se produce alguna reacción. Retira las pinzas del mechero y toca el fragmento de azufre para comprobar si es buen conductor del calor. Realiza el mismo procedimiento con un trozo de carbón.
4. Golpea la varilla con el martillo y trata de romperla. Pon el azufre en el mortero y golpéalo suavemente con el pistilo para comprobar su fragilidad; después toma el carbón y realiza la misma operación con el mortero.
5. Monta un circuito eléctrico. Toma la pila y conecta en sus extremos los alambres de cobre y sujétalos con la cinta aislante; fija los otros extremos en el bombillo y observa lo que sucede. Coloca entre la pila y el alambre, un trozo de azufre, observa si el foco se enciende. Haz la misma prueba, interponiendo el carbón y luego el hierro.
6. Vierte por separado en cada vaso de precipitado una pequeña cantidad de ácido clorhídrico y ácido nítrico (cuidado los ácidos son corrosivos). Introduce con cuidado cada una de las muestras.
7. Consigna tus observaciones en un cuadro como el siguiente:
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Sustancia |
Color |
Brillo |
Fragilidad |
¿Conduce el calor? |
¿Conduce la electricidad? |
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Cobre |
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Hierro |
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Carbón |
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Azufre |
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Discusión:
1. Elabora una lista de las propiedades físicas observadas.
2. De acuerdo con las propiedades observadas, ¿qué elementos son metales? ¿Cuáles son no metales? ¿Por qué?
LABORATORIO Nº 25
Propiedades
químicas de los metales y de los no metales
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Observar algunas propiedades químicas de los metales y no metales.
Introducción:
Los metales cuando se combinan con el oxígeno forman óxidos básicos, que al reaccionar con el agua producen hidróxidos o bases. Los no metales cuando se combinan con el oxígeno forman óxidos ácidos o anhídridos; estas sustancias tienen la propiedad que cuando reaccionan con el agua forman compuestos ácidos. Por medio de esta práctica identificarás algunas propiedades químicas de los metales y de los no metales.
Materiales y reactivos:
1. Un mechero de Bunsen.
2. Un gotero.
3. Una cuchara de combustión.
4. Papel tornasol azul.
5.
Un vaso de precipitados de
6.
7.
8.
9. Agua.
1. Coloca en una cuchara de combustión la cinta de magnesio, acércala a la llama del mechero hasta que comience la reacción. Durante la combustión se obtiene óxido de magnesio, MgO.
2. En un vaso de precipitados con 50 ml de agua, introduce la cuchara de combustión con el óxido de magnesio que acabas de obtener. Agita vigorosamente. El óxido de magnesio reacciona con el agua y produce hidróxido de magnesio, Mg(OH)2?
3. Agrega tres gotas de fenolftaleína en el vaso con hidróxido de magnesio. Observa el cambio.
4. Limpia la cuchara de combustión y coloca en ella un poco de azufre; caliéntalo en la llama del mechero. Durante la combustión se obtiene un polvo negro: dióxido de azufre, SO2.
5. Retira la cuchara del mechero y vierte en ella unas gotas de agua; cuida que la solución no se derrame ni toque tu ropa o tu piel.
6. Introduce la punta de una tira de papel tornasol azul en la sustancia obtenida; fíjate en la coloración que adquiere el papel.
7. Consigna tus observaciones en un cuadro como el siguiente:
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Sustancia |
Reacción con el oxígeno |
Reacción con el agua |
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Magnesio |
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Azufre |
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Discusión:
1. ¿Qué propiedades químicas observaste durante la práctica?
2. ¿Qué cambio observaste al agregar las gotas de fenolftaleína?
3. ¿Qué le ocurrió al papel tornasol azul?
LABORATORIO Nº 26
Estudio comparativo
de las propiedades físicas y químicas de algunos elementos
PROF. MARCOS REYES C.
Objetivos:
1. Identificar la periodicidad en las propiedades de los elementos.
2. Identificar las variaciones en las propiedades de los elementos de un mismo período.
3. Reconocer las variaciones en las propiedades de los elementos de un grupo.
4. Comparar la actividad química de algunos elementos metálicos.
5. Comparar la actividad química de algunos elementos no metálicos.
Introducción:
Los elementos poseen propiedades físicas y químicas características. Las químicas pueden relacionarse en forma amplia con la posición del elemento en la tabla periódica. Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, en tanto que los de un mismo período tienen marcadas diferencias.
Durante la realización de esta experiencia se debe tener a la vista una tabla periódica, para ubicar los elementos con los que se está trabajando.
Materiales:
1. 5 vidrios de reloj
2. Espátula
3. Tubos de ensayo de 12 x 100
4. Gradilla
5. Probeta de 50 cm3
6. Cápsula de porcelana
7. Baño maría
8. Trípode
9. Malla
10. Mechero
11. Pipeta graduada
Reactivos:
1. Ácido acético 1M
2. Ácido clorhídrico 6M
3. Agua de cloro
4. Aluminio (Al)
5. Azufre en polvo (S)
6. Bromo líquido (Br2)
7. Calcio (Ca)
8. Cobre (Cu)
9. Disulfuro de carbono (CS2).
10. Estaño (Sn)
11. Fenolftaleína
12. Fósforo rojo
13. Litio (Li)
14. Magnesio (Mg)
15. Sodio (Na)
16. Tetracloruro de carbono (CCl4)
17. Yodo en cristales (I2)
18. Zinc (Zn)
Parte experimental
A. Algunas propiedades físicas de elementos de los grupos IA y IIA
- Coloque en vidrios de reloj pequeñas muestras de litio, sodio, magnesio y calcio. Examine cada una de ellas y anote sus observaciones en el cuadro 1 .Consulte un manual de tablas y constantes para completar la información.
Cuadro 1
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Propiedad |
Li |
Mg |
Ca |
Na |
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Estado físico a temperatura ambiente |
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Brillo metálico (si, no) |
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Densidad |
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Temperatura de fusión |
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B. Algunas propiedades químicas de los elementos de los grupos IA y IIA
- Marque cuatro tubos de ensayo y colóquelos en la gradilla. Mida en cada uno, aproximadamente, 5 cm3 de agua y adicione una pequeña muestra de cada metal en el respectivo tubo. Observe si hay evidencia de reacción. Adicione dos gotas de solución de fenolftaleína (da color rojo en medio básico) en cada tubo. Anote sus observaciones.
- En dos tubos de ensayo marcados,
mida 5 cm3 de ácido acético
- Vierta el contenido de cada tubo en su respectiva cápsula de porcelana y evapore el agua al baño maría. Anote sus observaciones.
Discusión:
1. ¿Cuáles de los metales ensayados reaccionaron con el agua?
2. Con base en la reactividad química mostrada por los metales estudiados, ¿cuál clasificaría como el más activo y cuál como el menos activo?
3. ¿Qué productos se formaron donde se presentó un cambio químico? Escriba las ecuaciones correspondientes a cada reacción.
C. Algunas propiedades físicas de elementos del grupo VIIA
- Marque tres tubos de ensayo. En el primero coloque, aproximadamente, 5 cm3 de agua de cloro, 5 gotas de bromo en el segundo y 2 ó 3 cristales de yodo en el tercero. Examine cada muestra y anote sus observaciones.
- Adicione 5 cm3 de agua a los tubos que contienen el bromo y el yodo; agítelos. Anote sus observaciones.
- Adicione a cada uno de los tres tubos unos 2 cm3 de tetracloruro de carbono, agítelos y déjelos en reposo en la gradilla. Observe la coloración de la capa de tetracloruro de carbono. Anote sus observaciones. Consulte un manual de tablas y constantes para completar la tabla de resultados.
Cuadro 2
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Propiedad física |
Cl2 |
Br2 |
I2 |
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Estado físico a temperatura ambiente |
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Color |
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Solubilidad en agua (si, no) |
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Solubilidad en tetracloruro de carbono (CCl4) (si, no) |
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Densidad |
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Temperatura de fusión |
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Discusión:
1. Al dejar en reposo los tubos con el tetracloruro de carbono se observan dos fases. Identifíquelas. Justifique su respuesta.
2. ¿Por qué se colorea la capa de tetracloruro?
3. ¿Podría aplicarse este método para extraer solutos de una solución?
D. Comparación de algunas propiedades de elementos del tercer período
- En vidrios de reloj, coloque pequeñas muestras de cada uno de los elementos indicados y en un tubo de ensayo coloque 3 cm3 de agua de cloro. Observe cada muestra y anote las propiedades físicas observadas en el cuadro 3.
- Marque 5 tubos de ensayo con los nombres de los elementos del punto anterior, ordénelos en una gradilla con 3 cm3 de agua cada uno y en el sexto agua de cloro. Adicione a cada tubo la muestra del elemento. Observe cuidadosamente lo que ocurre en cada tubo y transcurridos 10 minutos vuelva a examinarlos. Anote sus observaciones.
- Decante el agua de los tubos (donde sea posible) y luego adicione a cada tubo 3 cm3 de disulfuro de carbono. Observe cuidadosamente y anote las observaciones correspondientes.
Cuadro 3
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Propiedades |
Na |
Mg |
Al |
P (rojo) |
S |
Cl2 |
|
Estado físico a temperatura ambiente |
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Brillo metálico (si, no) |
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Color |
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Solubilidad en agua (si, no) |
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Reacción con el agua (sí/no) |
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Solubilidad en disulfuro de carbono (sí/no) |
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Discusión
1. ¿Qué generalización puede hacer con respecto al carácter metálico o no metálico de los elementos de un período?
2. ¿Qué puede decir sobre la solubilidad de los elementos de un período en agua y disulfuro de carbono?
3.
Para los casos en que se presentó
evidencia de reacción, escriba
las ecuaciones químicas correspondientes.
E. Haga comparaciones sobre la actividad química de los metales de un mismo período.
- La actividad frente al agua ya se observó en la experiencia D2 de esta misma práctica.
- En dos tubos de ensayo mida 5 cm3 de solución de ácido acético. Al primero añada una pequeña muestra de magnesio y al segundo una de aluminio. Observe si hay reacción química y la intensidad de la misma. Anote sus resultados.
- Repita la experiencia anterior empleando ácido clorhídrico 6M y acerque a la boca de cada tubo un fósforo encendido. Anote sus observaciones.
Discusión
1. Escriba las 4 ecuaciones correspondientes.
2. De acuerdo con lo observado, ¿qué puede concluir respecto a la actividad de los elementos estudiados frente a los ácidos?
F. Compare la actividad química de algunos metales representativos y de transición.
- En un tubo de ensayo coloque una tira
de cinta de magnesio (
- Repita la experiencia anterior útil izando muestras de cinc, aluminio, estaño y cobre. Anote sus observaciones.
Discusión
1. Escriba las ecuaciones correspondientes a los casos en que hay reacción.
2. ¿Qué puede decir respecto a la actividad de los metales estudiados frente al ácido clorhídrico 6M?
3. ¿En qué parte de la tabla están ubicados los elementos metálicos?
4. Complete la siguiente parte de la tabla periódica, en el cuadro Nº4 escribiendo el símbolo y número atómico del elemento correspondiente.
5. ¿Cómo son entre sí las propiedades químicas de los elementos de un mismo grupo?
6. ¿Las propiedades de los elementos de un período son similares? Explique su respuesta.
7. ¿Qué se entiende por periodicidad en las propiedades químicas de los elementos?
Cuadro #4
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2 |
3 |
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3 |
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17 |
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4 |
19 |
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29 |
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5 |
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6 |
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7 |
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88 |
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