592744751-Quimica-General

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Guía de Prácticas 
 
 
 
 
 	 
 
 	 
 
 
 	UNIVERSIDAD WIENER 
 
 	EAP farmacia y Bioquímica 
 
 
 
 
 
 	Guía de Prácticas 
 
 
 	Química 
 
 
 	General 
 
 
 
 
 
 
 	4 DIRECCIÓN DE ESTUDIOS BÁSICOS Y COMPLEMENTARIOS 
 
 
Guía de Prácticas 
Química General 
 
AUTORES: 
 Docentes de la Dirección de Estudios Básicos y Complementarios. Coordinador: Dr. Carlos Albornoz Jiménez 
Derecho de Edición: 
Universidad Privada Norbert Wiener S.A. 
Jr. Eugenio Larrabure y Unanue 110 Urb. Santa Beatriz - Lima 
Teléfono: 706-5555 Tiraje: 1500 ejemplares 
 
Hecho en el Depósito Legal en la Biblioteca Nacional del Perú N° 
 
Impreso en Nansup S.A.C. 
Jr. Gral. Varela N° 1500 - Breña 
Telef.: 711 - 0464 
Web: www.nansup.com.pe 
email: nansup@nansup.com.pe 
 
Lima - Perú
 
INDICE GENERAL 
 
 
Introducción ................................................................................................................... 07 
 
Práctica Nº 1 
Reglas para el trabajo en el Laboratorio y 
Reconocimiento de Materiales y Equipos ...................................................................... 09 
 
Práctica N°2 Propiedades de la Materia ........................................................................ 15 
 
Práctica N°3 
Tabla Periódica: Reacciones de 
Elementos Químicos Representativos ............................................................................ 19 
 
Práctica N°4 Funciones Químicas .................................................................................. 25 
 
Práctica N°5 Reacciones Químicas.................................................................................. 30 
 
Práctica N°6 Reacciones de Oxido-Reducción ................................................................ 38 
 
Práctica N°7 Estequiometria........................................................................................... 43 
(Primer Examen) 
Práctica N°8 Leyes de los Gases ..................................................................................... 48 
 
Práctica N°9 Mezcla de Gases......................................................................................... 53 
 
Práctica N°10 Ejercicios de repaso: Gases ...................................................................... 57 
 
Práctica N°11 Soluciones: Propiedades y solubilidad ..................................................... 60 
 
Práctica N°12 Soluciones I: Preparación de 
Soluciones (Unidades Físicas) ......................................................................................... 68 
 
Práctica N°13 Soluciones II: Preparación de 
Soluciones (Unidades Químicas) .................................................................................... 71 
 
Práctica N°14 Dilución-Neutralización-pH- 
Amortiguadores.............................................................................................................. 75
INTRODUCCIÓN 
 
Al preparar esta nueva edición de la guía de química, nuestro propósito ha sido actualizar el contenido del mismo, de tal manera que refleje, hasta donde esto sea posible un texto para los estudiantes que inician la vida universitaria en nuestra institución. 
 
Para lograr nuestro objetivo hemos llevado a cabo una reorganización total de la guía, basándonos en la nueva sumilla aprobada por la dirección de estudios generales, con el propósito de seguir los lineamientos de visión y misión de la universidad. 
 
En tal sentido se han modificado en su mayoría las sesiones de laboratorio, lo cual ha consistido en reescribir completa o casi totalmente el contenido de varias prácticas de laboratorio. 
 
Las prácticas de laboratorio de la guía están basadas en las unidades correspondientes del silabo: Materia y Energía, Reacciones Químicas, Gases y Soluciones. 
 
Como en ediciones anteriores la guía de química permite a los estudiantes adquirir destrezas en el manejo de materiales y equipos, así como reconocer y diferenciar los diferentes reactivos peligrosos de los no peligrosos, y el manejo adecuado en cualquiera de los dos casos. 
 
Por último la elaboración de esta guía fue posible gracias a la colaboración de los docentes universitarios responsables de llevar adelante el curso de química. 
 
 
 
 
 
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 PRÁCTICA N° 1 
REGLAS PARA EL TRABAJO EN LABORATORIO - 
RECONOCIMIENTO DE MATERIALES Y EQUIPOS. 
 	
 
1.1 INTRODUCCIÓN: 
 
Los experimentos tienen la finalidad de proporcionar la evidencia de determinados fenómenos, permitiendo una mejor comprensión de los mismos. El experimento deberá realizarse con responsabilidad, seriedad, orden y cuidado siguiendo las instrucciones dadas en la guía. 
 
El alumno debe tener presente las siguientes recomendaciones: 
1. Se debe trabajar con responsabilidad, seriedad, orden, limpieza, usando la indumentaria necesaria (Guardapolvo). 
2. Las guías de práctica tienen la finalidad de dar a conocer al alumno el orden en que se desarrollarán los experimentos dentro de las prácticas; el alumno Debe leer y estudiarlo antes de cada clase. 
3. Las instrucciones dadas por el profesor al inicio de cada práctica deben ser atendidas y comprendidas en su totalidad. 
4. Tener en cuenta las precauciones de seguridad impartidas por el docente, el personal de Laboratorios y los rótulos de seguridad existentes en las instalaciones de Laboratorios (Uso adecuado de válvulas de gas, vacío, etc.) 
5. Todo material proporcionado para el desarrollo de la práctica deberá ser revisado y devuelto en las mismas condiciones en que fue recibido. 
6. Anotar las observaciones y los resultados obtenidos en los informes de práctica. 
7. ADVERTENCIA: El alumno no debe iniciar el experimento en el laboratorio hasta que el docente responsable lo autorice. 
8. Después de cada práctica el alumno deberá presentar un informe escrito individual o grupal, con el siguiente contenido: 
 
1. Fundamento Teórico. 
2. Logros de Aprendizaje. 
3. Materiales y reactivos. 
4. Procedimientos experimentales. 
5. Resultados y discusión (observación, tablas, gráficos, cuadros). 
6. Conclusiones. 
7. Recomendaciones. 
8. Cuestionario y ejercicios de aplicación 
9. Referencias bibliográfica
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 CONCEPTOS DE SEGURIDAD Y BIOSEGURIDAD 
 
 
SEGURIDAD. - Ausencia del peligro. 
 
BIOSEGURIDAD. Conjunto de medidas preventivas orientadas a proteger la salud y la seguridad personal, incluye normas contra riesgos producidos por agentes físicos, químicos, biológicos. 
 
 
PAF: Procedimiento asertivo funcional (Código interno), organiza y ordena los procedimientos dentro de la 
Universidad. 
 
 
ACCIDENTE: Todo Suceso inesperado que interrumpe el proceso de una actividad determinada que pueda provocar daños a las personas involucradas. 
 
PICTOGRAMAS DE SEGURIDAD: Representación esquemática donde se indica una precaución. 
 
CSST51. Comité de seguridad y salud en el trabajo, vela por el bienestar de la comunidad universitaria, cualquier sugerencia escribir a csst51@wienergroup.com. 
 
 
 
COLORES DE LAS TUBERIAS: Las tuberías que transportan fluidos tienen los siguientes colores. 
	Amarillo 	: 	Gas 
	Anaranjado 	: 	Vacío 
Azul 	 	: 	Aire comprimido Verde 	 	: 	Agua 
 
EXTINTOR: Dispositivo de seguridad para apagar ignición de llama. 
 
1.2 LOGROS DE APRENDIZAJE: 
 
Al finalizar la sesión de práctica, el alumno: 
Toma conciencia de la importancia de seguir las Normas de Seguridad, Bioseguridad, implementadas en los Laboratorios de la Universidad, valorando las actividades que protegen el ambiente. 
 
Utiliza adecuadamente los materiales de vidrio, porcelana, plástico, equipos, instrumentos y accesorios del Laboratorio, desarrollando hábitos y conductas para su manejo. 
 
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1.3 MATERIALES Y REACTIVOS 
 
MATERIALES 
16 Tubos de ensayo (varias medidas) 01 Potenciómetro 
04 Gradillas para tubos 04 Fiolas x 100 ml 
04 cronómetros 04 peras de decantación x 100 ml04 Pipetas de 1,2,5,10 ml 04 embudos 
04 termómetros 04 mascarillas 
04 lentes de protección 04 frascos de reactivos (vacíos) 
04 probetas x 100 ml 04 trípodes 
04 matraces Erlenmeyer x 250 ml 04 Buretas x 100 ml 
04 matraces Kitasatos x 250 ml 04 mecheros Bunsen 
04 pinzas de madera 04 nuez 
04 pipetas volumétricas x 10 ml 04 Espátula 
04 Papel de filtro 01 agitador magnético 
04 Cápsula de porcelana 01 balanza triple brazo mecánica 
04 Beacker x 100 ml 04 bombillas 
01 Balanza analítica 04 rejillas de asbesto 
 
1.4 PROCEDIMIENTOS 
 
A continuación, se da a conocer el uso de: 
 
A.- Usos de Equipos, instrumentos y accesorios de laboratorio: 
1. Balanzas.- Se tienen balanza analítica, semi- analítica, mecánica, estas a su vez pueden ser analógicas o digitales. Las balanzas determinan la masa de una sustancia o cuerpo (en un mismo lugar masa y peso son sinónimos). La balanza debe estar ubicada en un lugar libre de Corrientes de aire, fuentes de calor, vibraciones, humedad, Vapores corrosivos; utilizar el recipiente adecuado de acuerdo al tipo de muestra. 
 
2. Potenciómetro–pH-metro.- Se emplea para determinar el grado de acidez o basicidad de una sustancia en términos de pH o mV. Las titulaciones potenciométricas, sirven para determinar la concentración de las sustancias en base al fundamento de la neutralización y variaciones de pH durante la misma. 
 
3. Agitador magnético.- Sustituye la agitación manual y se emplea mucho en titulaciones potenciométricas.
 
4. Foto colorímetro–espectrofotómetro.- Este equipo realiza mediciones basadas en la absorción o emisión de radiación electromagnética como resultado de su interacción con la materia. Existen espectrofotómetros UV/V, IR (infrarrojo), RMN (resonancia magnética nuclear), AA (absorción atómica), etc. 
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5. Manómetro.- Puede ser de mercurio o de agua, determina la presión manométrica. 
 
 
6. Barómetro.- De mercurio determina la presión barométrica o atmosférica. 
 
7. Cronómetro.- Determina un tiempo transcurrido. La mayoría de cronómetros nos proporcionan el tiempo en minutos y segundos. 
 
 
8. Viscosímetro de Ostwald.- Determina la viscosidad de los líquidos; se basa en la velocidad de flujo de los mismos a través de un orificio o conducto. 
 
 
9. Termómetro.- Instrumento utilizado para medir la temperatura de los cuerpos 
 
 
Materiales de Laboratorios: 
 
1. Mascarilla y lentes de protección.- Se emplean durante la manipulación de sustancias irritantes, alergizantes, vapores tóxicos. 
 
2. Vasos de precipitado o beackers.- Se emplean para realizar mezclas de líquidos, disolución de sólidos, medición de volúmenes (cuándo no se requiere de mucha exactitud). 
 
3. Frascos de reactivos.- Se emplean para guardar reactivos o soluciones preparadas (indicadores, colorantes, buffer soluciones diluidas, soluciones concentradas). 
 
4. Tubos de ensayo o de prueba.- Como su nombre lo indica, se emplean en la realización de reacciones químicas, generalmente las de identidad. Se trabaja con pequeños volúmenes. 
 
5. Probetas.- Conocidas también como cilindros graduados sirven para realizar mediciones de volúmenes de líquidos. 
 
6. Trípode.- Se emplea junto con la rejilla de asbesto y el mechero cuando se realizan calentamientos. 
 
7. Rejilla de asbesto.- Distribuye el calor, proveniente del mechero, en forma Homogénea. 
 
8. Pipetas graduadas.- Estas pipetas son de tubo de diámetro uniforme. Su exactitud depende de esta uniformidad. 
 
9. Pipetas volumétricas.- Son de gran exactitud presentan un bulbo. 
 Su calibración siempre es “TD” (To Deliver = suministrar). Sobre el bulbo se encuentran grabados los datos volumen. 
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10. Buretas.- Se emplean para medición de volúmenes. Se mantienen en forma vertical con ayuda de pinzas para buretas y del soporte Universal. 
 
11. Cápsulas de porcelana, embudo, pera de decantación.- Utilizado para diversas operaciones dentro de Laboratorios. 
 
12. Picnómetros.- Se emplean para determinación de la densidad de líquidos o soluciones. 
 
13. Matraces cónicos (Erlenmeyers).- Se utilizan para hervir soluciones cuando hay que reducir a un mínimo la evaporación; son útiles en las titulaciones. 
 
14. Matraces volumétricas o fiolas.- Son matraces periformes de cristal de alta calidad. Tienen una señal de calibración en la parte estrecha, y siempre están calibrados para contener un volumen establecido. Se emplean para preparar soluciones muy exactas. 
 
15. Matraces de fondo: plano (a) y redondo o balón (b).- Sirven para preparar soluciones, evaporarlas, etc. El balón soporta mejor el calor directo. 
 
16. Mecheros: de Bunsen (a) y de alcohol (b).- El mechero de Bunsen es una fuente calorífica muy empleada en el laboratorio. Este aparato quema gases combustibles como el metano, propano, butano, etc. 
 	 
Se tienen 2 tipos de combustión: 
 
C3H8(g) + 3O2(g)  C(s) + 2CO(g) + 4H2O(g) + Calor (combustión incompleta) 
 
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) + Calor (combustión completa) 
 
 
17. Gradilla para tubos.- Es un soporte para tubos, Puede ser de madera, de metal, de plástico. 
 
18. Nuez.- Sirve para hacer conexiones al soporte universal. 
 
19. Pinzas.- Se emplean para sujetar o manipular tubos de ensayo, beakers, cápsulas de porcelana, etc.; especialmente cuando están calientes. 
 
 
 
 
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14 1.5 CUESTIONARIO: 
 
1. Describa 10 normas de seguridad para trabajar en el Laboratorio. 
 
2. ¿Qué precauciones de seguridad se debe tener en cuenta al trabajar con reactivos tóxicos e inflamables? 
 
3. Describa brevemente 5 accidentes que suelen ocurrir por descuido dentro de Laboratorios. 
 
4. Dibuje y describa 5 pictogramas de clasificación de materiales peligrosos. 
 
5. Enumere los materiales que se emplean en volumetría. 
 
6. Enumere los materiales que se requieren para pesar 2 g de NaCl. 
 
7. ¿Para qué clases de sustancias se requiere de una campana extractora? 
 
8. Indique cuales son las secuencias para encender un mechero. 
 
 
1.6 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
· Brown, Theodorre. Química: La Ciencia Central Prentice May 7ma México 1998 Bursten, Bruce E. 
 
· Carrasco Venegas, Química Experimental, Ediciones E Impresiones 1994 Gráficas América S:R:L. 
 
· Chang Raymond; Química, Ed. Mcgraw Hill, 7ma México, 2003. 
 
· Cartolin, Walter, Química. Teoría Y Práctica,San Marcos 1era, Lima 2000. 
 
· Date ,C,J,-Seese,. Química Prentice Hill 7ma México 1996 William S.
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 PRÁCTICA N° 2 
PROPIEDADES DE LA MATERIA 
 
 	
2.1 INTRODUCCIÓN 
 
Casi siempre que miramos a nuestro alrededor, podemos distinguir las distintas clases de materia que forman los cuerpos que nos rodean. Así distinguimos la madera, el plástico y la pintura de la silla que usamos para sentarnos, el vidrio y el aluminio de la ventana, etc. Sabemos que todas esas sustancias son materia y que cada una de ellas es distinta a las demás. Si todas son materia, han de tener algo en común, alguna propiedad que nos permite afirmar que todas ellas son materia. Por otro lado, como podemos distinguir una sustancia de otra, también debe haber algo que nos permite diferenciarlas. Ese algo que nos permite identificar y distinguir las cosas recibe el nombre de propiedad. Propiedad es una característica o atributo de un objeto o una sustancia que nos permite clasificarla como igual o distinta a otra. 
 
Las propiedades generales son aquellas que poseen todos los tipos de materia y, por eso, nos permiten saber qué cosas son materia y que cosas no lo son, como el volumen, la masa, la inercia, etc.Las propiedades características o particulares son aquellos atributos que nos permiten distinguir un tipo de materia de otro, como la densidad, ductilidad, solubilidad, dureza, etc. 
 
Por ejemplo: 
La densidad es una medida de cuánto material se encuentra comprimido en un espacio determinado; es la cantidad de masa por unidad de volumen. La dilatación es el cambio de tamaño de un objeto, tanto en longitud como en grosor. En física este cambio se debe a variaciones en la temperatura. 
 
La química analítica y en particular, el análisis cuantitativo tiene enorme importancia para la ciencia y para la industria. 
 
La determinación cuantitativa de algún componente de la sustancia analizada consta de una serie de operaciones consecutivas que van desde el muestreo hasta el cálculo de los resultados, donde todos los detalles tienen gran importancia y cada operación debe realizarse exacta y minuciosamente, todo ello basado en las propiedades de la materia. 
 
OPERACIONES FUNDAMENTALES: 
 
A.-Precipitación.- Es un proceso sencillo que consiste en separar un compuesto de otro bajo la fase sólida por adición de un reactivo apropiado.
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B.-Decantación. - Consiste en la separación de las impurezas solubles de un sólido o separar sólido que han precipitado en una solución y que por acción de la gravedad tienden a depositarse en el fondo del recipiente. 
 
C.- Filtración. - Es una operación que consiste en separar los líquidos del cuerpo sólido con ayuda de una sustancia porosa llamado medio filtrado, que retiene la sustancia sólida, el líquido que pasa el filtro se llama filtrado y debe ser enteramente transparente, el filtro puede ser de papel, de arena, tierra sílice, amianto, vidrio molido poroso, carbón vegetal o animal, piedra porosa, etc. 
 
D.- Centrifugación.- Es un método de separación que se utiliza generalmente en el semi microanálisis y se realiza en la centrífuga de la cual aprovecha la fuerza centrífuga para separar los componentes de una mezcla en proporción a sus masas y los arroja con gran fuerza en dirección opuesta al centro de revolución y como la fuerza centrífuga es mayor en la sustancia más densa, esta se concentra en el centro del tubo de centrífuga y deja en la parte superior una capa de líquido claro que se separa por decantación. 
 
E.- Evaporación. - Es una técnica para separar la humedad de un cuerpo sólido o líquido mediante aplicación de calor, pero a baja temperatura (menor de 100 °C), con el fin de purificar o concentrar el líquido y obtener la proporción menos volátil. La evaporación se da en la superficie del líquido en el cual las moléculas pasan al estado gaseoso, siendo la 
 	temperatura variable. 
F.- Sublimación Algunos compuestos orgánicos sólidos que son capaces de pasar directamente al estado de vapor y luego se condensan para adquirir el estado sólido nuevamente sin transformarse en el estado líquido, es muy conveniente para la separación y purificación de sólidos volátiles tales como yodo y alcanfor, ácido benzóico, naftaleno. 
 
G.- Cristalización. - Un compuesto que sea sólido a temperatura ambiente, se aísla y purifica comúnmente por cristalización, consiste en la preparación de una solución saturada a temperatura más alta, cuando la solución se enfría la sustancia se separa en forma cristalina, luego el soluto cristalizado se separa de la solución madre por filtración rápida en embudo Buchner o por succión con un kitazato. En esta técnica es muy importante escoger el solvente apropiado. 
 
H.-Destilación. - Es de los sistemas más útiles con se cuenta para la purificación y separación de líquidos, se diferencia de la evaporación porque aquí lo que más interesa es el producto destilado y en la evaporación el residuo. Los dos tipos de destilación más usados: 
 
H.1) Destilación Simple: es un proceso que consiste en calentar el líquido hasta alcanzar su punto de ebullición, pasando los vapores por un dispositivo llamado condensador (refrigerante), donde se enfría y cae nuevamente como líquido, por ejemplo, el agua destilada. 
 
H.2) Destilación Fraccionada: se usa una columna de fraccionamiento que permite alargar el camino entre el balón de destilación y el refrigerante que 
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conduce al colector, para establecer un gran número de etapas o ciclos de evaporación - condensación a lo largo de la misma. 
 
2.2 LOGROS DE APRENDIZAJE: 
 
Al finalizar la sesión de práctica, el alumno: 
· Describe las propiedades de la materia y Verifica experimentalmente los conceptos teóricos de las principales operaciones químicas fundamentales. 
· Adquiere destreza para el uso adecuado de los equipos de mayor uso en el laboratorio 
 
2.3 MATERIALY REACTIVOS 
 
MATERIALES REACTIVOS 
60 Tubos de ensayo 12 Papel de filtro 
06 Gradilla para tubos 100 mL de solución diluida de KMnO4 
06 Probetas de 50 mL 10 gramos de yodo metálico 
06 Pipetas graduadas de 10 mL 100 mL de Acetato de plomo (II) 
Pb(CH3COO)2 0,1 M 
06 pipetas volumétricas de 5 mL 100 mL de Ioduro de potasio 0,1 M 
06 picetas con agua destilada 100 mL de solución de yoduro de potasio 
12 Beacker de 250 mL 100 g de arena 
06 Cápsula de porcelana 40 palitos de fósforo + caja 
06 Espátulas metálica pequeña 
01 Balanza analítica o de precisión no analítica 
06 lunas de reloj 
06 trípodes 
06 rejillas de Ceran 
06 embudos 06 mecheros Bunsen 
 
2.4 PROCEDIMIENTO: 
 
A. Medida de Volumen: teniendo en cuenta la aplicación del menisco realizar las siguientes medidas: 
a) Para soluciones incoloras. - la concavidad del menisco debe estar por encima de la línea del aforo. 
b) Para soluciones coloreadas. - la concavidad del menisco debe estar por debajo de la línea del aforo. 
1.-Medir 10 ml de una solución coloreada (solución de KMnO 4) 2.-Medir exactamente 5 ml de H 2O (solución no colo 	reada). 
 
B. Medidas de masa: 
1.-Pesar en la balanza en forma directa una cápsula. 
2.-Pesar 1 g de yodo en la cápsula.
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C. Sublimación: 
En la cápsula de porcelana donde se agregó 1 g de yodo, añadir arena, en la superficie colocar un papel de filtro, el cual debe tener varios agujeros, luego colocarlos sobre un trípode y taparlos con un embudo. Calentar suavemente y observar la formación de unos vapores de yodo de intenso color violeta. 
 
Realizar el calentamiento hasta que todo el yodo quede adherido en forma de laminillas cristalinas de color negro brillante en el embudo. El papel de filtro, perforado recoge el yodo purificado que eventualmente puede caer. El residuo que queda en la cápsula debe poseer un color amarillo claro. 
 
D. Precipitación y filtración: 
En un tubo de prueba colocar 5 ml de una solución de Acetato de plomo
(II) Pb(CH3COO)2 0,1 M adicionar 5 ml de Ioduro de potasio KI diluido
Observar y anotar. 
Acondicionar en dos embudos el papel de filtro doblado en cuatro y en abanico respectivamente, efectuar la filtración del precipitado de PbI2 ; comparar los dos filtrados. 
 
E. Determinación de la densidad de un objeto: 
Escoger un objeto pequeño (borrador, llaves, corta uñas, llavero, etc) pesar el objeto en una balanza analítica. 
En una probeta de 100 mL llenar agua hasta 50 mL, luego introducir el objeto pesado a la bureta, el incremento de volumen es el volumen del objeto. Si la D = M / V, determine la densidad del objeto. 
 
2.5 CUESTIONARIO: 
1. Señale el uso y ventajas del Materia de vidrio en las operaciones de laboratorio? 
2. ¿Qué materiales se emplean para la filtración de una sustancia? 
3. ¿Cuál es la diferencia entre precipitación y decantación? 
4. Defina exactitud y precisión. 5. En la destilación ¿Cuál es el residuo y cual el destilado? 
 
2.6 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
· Brown, Theodorre. Química: La Ciencia Central Prentice May 7ma México 1998. 
· Carrasco Venegas, Química Experimental, Ediciones E Impresiones 1994 Gráficas AméricaS:R:L. 
· Chang Raymond; Química, Ed. Mcgraw Hill, 7ma México 2003. 
· Cartolin, Walter, Química. Teoría Y Practica,San Marcos 1era Lima 2000. 
· Date ,C,J,-Seese,.Quimica Prentice Hill 7ma México 1996. 
· Umland,Jean B, Química General,Thomson 3 Era México 2000.
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 PRÁCTICA N° 3 
TABLA PERIÓDICA: REACCIONES DE ELEMENTOS QUÍMICOS REPRESENTATIVOS 
 	
3.1. INTRODUCCIÓN 
 
Tabla Periódica Actual 
En 1927 Henry Moseley descubre un modo práctico de hallar los números atómicos, se utiliza un criterio para ordenar a los elementos químicos. 
 
Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos”. 
Es decir, los elementos están ordenados en función creciente de sus números atómicos. 
 
La tabla periódica actual (forma larga) fue diseñada por Werner y es una modificación de la tabla de Mendeleiev. 
 
Descripción: Los elementos se hallan distribuidos: 
 
En 7 filas denominadas (periodos). 
 
En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B. 
 
Los elementos químicos conocidos actualmente en forma oficial son 115, se clasifican de acuerdo al orden creciente de sus números atómicos. 
La tabla se puede separar en bloques de elementos según las configuraciones electrónicas. 
 
Los elementos que presentan configuraciones “s” o “p” se denominan elementos principales o representativos y sus columnas son representadas con la letra A. Los que tienen una configuración que termina en “d” se denominan elementos de transición interna o metales de transición, y sus columnas son representadas por la letra B. 
	Primera serie de transición d desde 21Sc 	hasta 30Zn 
Segunda serie de transición d desde 39Y hasta 48 Cd 
Tercera serie de transición d desde 57 La hasta 80 Hg 
Cuarta serie de transición d desde 89A c y elementos desde 104
hasta 115 (incompleta)
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Los elementos de transición “f” son elementos en los que están añadiendo electrones a orbitales f. Todos son metales, estos están localizados entre los grupos 3B y 4B de la tabla periódica. 
	Primera serie de transición f (lantánidos) desde 58Ce 	hasta
71Lu Segunda serie de transición f (actínidos) desde 90 Th hasta 103Lr 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2. LOGROS DE APRENDIZAJE 
Al finalizar la sesión de práctica, el alumno: 
· Explica las propiedades químicas y físicas de los principales elementos. 
alcalinos, alcalino - térreos, anfóteros, metales de transición y halógenos. 
· Describe adecuadamente los elementos de la Tabla periódica.
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3.3 MATERIAL Y EQUIPOS 
 
MATERIALES REACTIVOS 
06 Beacker de 100 mL 50 mL de solución de fenolftaleína al 1% 
06 Lunas de reloj 70 mL de solución de KCl al 10% 
06 Gradillas 70 mL de solución de NaCl al 10% 
24 Tubos de ensayo 70 mL de solución de LiCl al 10% l 
06 Piscetas 100 mL de ácido clorhídrico (HCl) al 10% 
06 Baguetas 20 g de calcio metálico (Ca°)
06 Espátulas metálicas pequeñas 70 mL de solución de CaCl2 al 10%
06 Mecheros bunsen 70 mL de solución de SrCl2 al 10% 
06 alambres de nicron 04 piscetas con agua destilada
06 pedazos de franela de 20 x20 cm 70 mL de solución de BaCl 2 al 10%
06 trípodes 12 palitos de fosforo + caja 10 g de sodio metálico 
06 rejillas de ceran 
 
3.4 PROCEDIMIENTO 
 
Experimento 1. Familia de los metales alcalino y alcalino térreos. - Coloración de la llama con las sales de: litio, sodio, potasio calcio, estroncio y bario. 
 
Humedecer la varilla de acero con ácido clorhídrico para limpiar su superficie, acercándola a la llama. 
 
Sumergir la varilla en una solución saturada de cloruro de litio, y luego llevarla a la llama. 
 
Advertir el cambio de color de la llama. Limpiar como al inicio la varilla. Proceder en forma análoga con las sales de sodio, potasio, calcio, estroncio, bario. Describa y grafique los fenómenos observados. 
 
Experimento 2. Interacción del sodio con el agua (IA) 
En un beacker de 100 mL llene agua hasta la mitad del vaso luego deje caer un trozo pequeño de sodio metálico e inmediatamente tape con la luna de reloj. Observe y haga la reacción química correspondiente. 
 
Experimento 3. Familia de los alcalino térreos. - Interacción del calcio con el agua. 
1. Echar en un tubo de ensayo 3 - 4 ml de agua destilada y unas gotas de fenolftaleína. 
2. Colocar un trozo de Ca en el tubo de ensayo. 
3. Escribe la ecuación química de la reacción, ¿Cambió el color de la fenolftaleína?, ¿Qué gas fue expulsado? 
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Experimento 4. Familia de los halógenos. Obtención de Bromo. 
1. Armar el aparato de la figura; 
2. Llenar el tubo de ensayo con H2O hasta 1/3 de su volumen. 
3. Colocar en el Erlenmeyer 2g de KBr, 3 g de MnO2 y 10 cm3 de H 2SO 4 (1M).
4. Agitar y calentar lo suficiente como para que se produzca un desprendimiento regular de bromo. Continuar hasta que en el tubo receptor se llene de bromo (gas naranja-rojizo) 
5. Escribe la ecuación química de la reacción, 
 
3.5. CUESTIONARIO Y EJERCICIOS 
 
1. En el esquema de la tabla escriba en el lugar respectivo los símbolos de: 
a) Metales alcalinos, 
b) Un elemento con la configuración electrónica d8s2 
c) Lantánido 
d) Elementos representativos del bloqueo p3 
e) La familia de los anfígenos 
 
 
 
 
f) ) Halógeno 
g) Elementos representativos del bloque s2 
h) Actínido 
i) Cuáles son los Elementos de transición d1 
j) Gases nobles 
 
2. Por razones médicas, se aconseja a las personas con la presión sanguínea alta limitar la cantidad de iones en su dieta. La sal de mesa normal (NaCl)
22
23
se cambia en ocasiones por un sustituto disponible en el comercio: el cloruro de potasio. 
a. Escribe la fórmula del cloruro de potasio 
b. ¿Por qué son sus propiedades parecidas a las de sodio? 
 
3. Decida ud. si cada grupo de elementos pertenece a la misma familia química. De no ser así, identifica el elemento que no debe estar junto con los otros dos: 
a. sodio, potasio, Cloro. 
b. Helio, neón, argón. 
c. Oxígeno, arsénico, azufre. 
d. Carbono, nitrógeno, fósforo. 
 
4. Establezca la diferencia entre las propiedades de los metales y los no metales. 
 
5. Un elemento tiene por número atómico 34: 
a. Encontrar su ubicación en la tabla periódica 
b. Indicar si se trata de un metal o un no metal 
c. Cuál es su estado de oxidación principal 
d. Qué elemento es 
 
6. Para el Zn tenemos: Z=30, A = 65, encontrar: 
a. Composición atómica o estructura atómica. 
b. Ubicación en la Tabla Periódica. 
c. Caracterización mediante los números cuánticos el último electrón de valencia del Zn. 
 
7. Dada la distribución de un átomo “X” : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 Determinar: 
a. El número atómico del elemento 
b. Qué clase de elemento es “X” 
c. El estado de oxidación 
d. Los números cuánticos del penúltimo electrón en ser llenado. 
 
8. Escriba los símbolos electrónicos de los siguientes elementos: Rb, O, Bi, F, Zn, Mg y Ni (usar la notación de Lewis). 
 
9. Escriba la fórmula electrónica (estructura de Lewis) de los siguientes compuestos Li2S, CaO, LiBr, AlCl3 y KI., 
 
10. Escriba la fórmula electrónica desarrollada según Lewis de: SO2, H2SO4, H2CO3, NH3, CH4, C3H6, C2H4O2, H3PO4
23
24
11. De acuerdo a las electronegatividades:
 
 
	Cs = 0,7, 	Mg = 1,2 	S = 2,5 
	Br = 2,8 	K = 0,8 	I = 2,5 	Ca = 1 
 
Indique el tipo de enlace de los siguientes compuestos: a) CsF d) CO2 
b) MgS e) KBr
c) CaCl 2 	f ) O2 
 
3.6 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
· Brown T. Química: La Ciencia Central. México: Pearson Educación; 2009. 
· Chang R. Química. 10ª ed. México: Mc GrawHill; 2010. 
· Coultate, T.P., Manual de química y bioquímica de los alimentos, Acribia, Zaragoza, 2007. 
· Hein M. Química. - México: Iberoamericana; 2006. 
· Holum J. Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para ciencias de la Salud, México: Limusa; 2009. 
· Llano Lomas, M., et al, Laboratorio de Química General. México: Reverte; 2008. 
· Paul M. Treichel, et al, Química y Reactividad Química. México: Thomson; 2005. 
· Whitten Gailey K, Davis R. Química General, Mc Graw Hill; México, 2006. 
24
25
 PRÁCTICA N° 4 
FUNCIONES QUÍMICAS 
 	
4.1 INTRODUCCIÓN: 
 
Función química. - Son compuestos que representan una estructura química semejante con propiedades similares 
Nomenclatura. - Es el conjunto de reglas y leyes para dar nombre a las diferentes funciones químicas. 
 	 
	 
Metal 
 
 
No metal 
	 
 
	+ 
+ 
+ 
+ 
	 
 
	O 	
H 
O 	
H 	
	 	
 
	óxido básico Hidruro óxido ácido hidruro(Hidrácido) 
 
Óxidos básicos. - Son aquellos óxidos formados por los metales y que tiene por característica de originar bases o hidróxidos al combinarse con el agua (de ahí el nombre de óxido básico). 
 
Óxidos ácidos. - son aquellos óxidos formados principalmente por los no metales y que tiene la característica de originar ácidos oxácidos al combinarse con el agua (de ahí el nombre de óxido ácido). 
 
Ácidos. - Son compuestos que siempre contienen uno o más átomos de hi- drógeno en su molécula. 
 
	Óxido ácido + H 2O 	 Ácido oxácido 
 
Hidróxidos. - Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un óxido básico con el agua; tiene la característica de contener el grupo funcional (OH)- llamado oxidrilo o hidroxilo. 
 
	Óxido básico + H 2O 	 Hidróxido 
 
Sales. - Resultan principalmente de la neutralización de un ácido con una base produciéndose simultáneamente agua. 
 
Ácido + Base Sal + H2 O 
 
Clasificación de las sales: 
Sales haloideas. - resultan de la reacción de una base y un ácido hidrácido 
 
Na + HF NaF + H2 O
25
26
Oxisales o sales oxácidas.- La reacción de una base y un oxácido produce una sal oxácida más agua. 
 
NaOH + HIO NaIO + H2 O 
 
Sales ácidas. - Resultan de la sustitución de los hidrógenos de ácido por un metal. 
 
LiOH + H2S LiHS + H2O 
 	 
Sales básicas. - Resultan de la sustitución parcial de los oxhidrilos (OH-) de las bases por no metales. 
Cu(OH)2 + HBr CuOHBr + H2O
 
Sales neutras. - Se obtiene por la sustitución total de los hidrógenos del ácido. 
	2KOH + H2 SO4 		K2 SO	 4 	+ 2H 2O 
 
Sales dobles. - Se obtiene sustituyendo los hidrógenos del ácido por más de un metal. H2CO3 + NaOH+ KOH NaKCO3 + 2H2O
 
Sales hidratadas o hidratos salinos. - Son compuestos que cristalizan con una determinada cantidad de moléculas de agua. 
 
XA.nH2O n= número moléculas de agua 
 
4.2 LOGROS DE APRENDIZAJE 
Al finalizar la sesión de práctica, el alumno: 
· Describe químicamente la función óxidos, ácidos y bases 
· Propone correctamente las fórmulas a los óxidos ácidos, básicos, Ácidos y bases 
 
4.3 MATERIAL Y REACTIVOS: 
MATERIALES REACTIVOS 
06 Cápsulas de porcelana 04 Cintas de magnesio x 2 cm 
06 Lunas de reloj 10 g sodio metálico 
06 Pinzas de metal pequeñas 20 g de azufre en barra 
06 Mechero de Bunsen 04 piscetas con agua destilada 
06 Trípodes 08 tiras de papel de tornasol azul 06 rejillas de plancha cerán 08 tiras de papel de tornasol azul 
06 Cucharillas de combustión 20 mL de fenoltaleina 
06 Beacker de 250 mL 20 mL de anaranjado de metilo 
06 Espátula metálicas pequeñas 04 cintas de PH 
06 Baguetas 30 palitos de fósforo + caja 06 matraces erlenmeyer 10 g de potasio
26
27
 
 
4.4 PROCEDIMIENTO 
 
Experimento 1. Formación del óxido e hidróxido de Magnesio. 
1. Cortar un trozo de Magnesio, expóngalo a llama directa del mechero. 
2. Los residuos deben ser recogidos en una capsula de porcelana. 
3. Verter agua destilada, agitar, observar y anotar. 
4. Reconocer el hidróxido formado con papel de tornasol rojo para ver si cambia a azul o verter tres gotas de fenolftaleína al 2%, observar lo que sucede. 
 
Observar, describe y anota lo ocurrido. Plantear la reacción química correspondiente. 
 
Experimento 2. Formación del óxido sulfuroso (anhídrido sulfuroso) y del ácido sulfuroso. 
 
1. En una cucharilla de combustión queme un trocito de azufre. 
2. Inmediatamente el gas generado recepcionarlo en un matraz de 300 ml. 
3. Tapar el matraz con la palma de la mano y observar, ¿Qué compuesto se formó? 
4. Rápidamente agregar 150 ml de agua al matraz, tapar nuevamente el matraz, pero con la palma de la mano y agitar hasta que el gas se mezcle completamente con el agua ¿Qué compuesto se formó? 
5. Comprobar la formación del ácido con papel de tornasol azul o agregar 3 gotas de anaranjado de metilo, agitar y observar. 
 
Observar describe y anota lo ocurrido. Plantear la reacción química correspondiente. 
 
Experimento 3. Formación del cloruro de sodio (Sal Haloidea). 
1. En un matraz de 150 ml eche 20 ml de agua destilada, 3,5 ml de NaOH al 20% y 2 gotas de fenoltaleína al 2%. 
2. Mediante una bureta agregue ácido clorhídrico al 10% gota a gota hasta el preciso momento que la coloración grosella desaparezca en su totalidad. 
3. Proceda a calentar en una capsula usando una rejilla de asbesto, trípode y mechero Bunsen, hasta evaporación completa del líquido, observar y anotar. 
 
Observa, Describe y anota lo que sucede y Escribe la ecuación química de la reacción. 
 
Experimento 4. Formación de Nitrato de Potasio (Sal Oxisal). 
 
1. En un matraz de 50mL eche 20 ml de agua destilada, 15 ml de KOH al 0,1 M y 2 gotas de fenoltaleína al 2%.
27
28
2. Mediante una bureta agregue ácido Nítrico 0,2M gota a gota hasta el preciso momento que la coloración grosella desaparezca en su totalidad. 
3. Proceda en una capsula usando una rejilla de asbesto, trípode y mechero Bunsen, hasta evaporación completa del líquido, observar y anotar. 
 
Observa, Describe y anota lo que sucede y Escribe la ecuación química de la reacción. 
 
4.5 CUESTIONARIO: 
 
1.- Que inconveniente se presentaría si accidentalmente se recoge sodio puro con la mano. ¿Por qué? 
 
2.- ¿Cuál es la causa del cambio de color del papel de tornasol o indicador líquido? 
 
3.- ¿Qué indicador es el más adecuado para reconocer una base?, ¿Un Acido? 
 
4.- ¿Cuáles son las características organolépticas de los ácidos y bases? 
 
5.- ¿Qué diferencia hay entre valencia y estado de oxidación? 
 
6.- Elabore un diagrama de flujo para obtener secuencialmente todas las funciones inorgánicas. 
 
EJERCICIOS DE APLICACIÓN 
 
1. Dar nombre a las siguientes fórmulas de óxidos: Li2O, Hg2O, Cl2O, Al3O,
BaO, SnO2. 
 
2. Dar nombre a las siguientes fórmulas de hidruros: HI, SbH3, BeH2, HF, CsH, 
AsH3, PH3 
 
3. Formular los siguientes óxidos: óxido de plomo (IV), óxido de mercurio (I), óxido de Estroncio, óxido estannoso, óxido de aluminio, Óxido de níquel (III), óxido férrico, óxido de manganeso (VII). 
 
4. Formular los siguientes hidruros: Hidruro de litio, hidruro de bario, hidruro de germanio, amoniaco, metano, ácido yodhídrico, fosfina, estibina.5. De nombre a: HClO3, H2SO2, HBrO, HF, HI, HCl2, H2Se, H2Te. KI, Na3S, Ca2N,
CuBr FeI , AuCl , BaCl , CuBr, MgCl , CaI , BaS,
2, 3 3 2 2 2 
6. De nombre a: MgSO , BaCO , NaNO , NaMnO K S O , NaIO , NaCO , RaSO
	4 3 3 	4, 2 2 3 3 3 4
28
29
 
7. Dar nombre a: Ca(OH) , Fe(OH) , Pb(OH) AuOH, LiOH, Cu(OH) , RbOH,
2 3 2, 2 
CaSO , CaCO , KNO , KMnO , Na SO , K Cr O , Na S O , KIO , LiCO , BaSO
	4 3 3 	4 2 4 	2 2 7 	2 2 3 3 3 4
 
8. Formular: Ácido crómico, ácido manganoso, ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido hipocloroso, ácido yódico, ácido carbónico, ácido mangánico. sulfuro de sodio, fosfuro de magnesio, ioduro de hierro (III), bromuro de cobre (I), fosfuro de calcio, ioduro ferroso. 
 
9. Formular: Hidróxido de bario, Hidróxido de fierro (III), Hidróxido ferroso, Hidróxido cuproso, Hidróxido crómico, Hidróxido de aluminio, Hidróxido niqueloso, Sulfato de radio, carbonato de magnesio, nitrato de calcio. 
 
4.6 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
· Brown, Theodorre. Química: La Ciencia Central Prentice May 7ma México 1998. 
· Carrasco Venegas, Química Experimental, Ediciones E Impresiones 1994 Gráficas América S:R:L 
· Chang Raymond; Química, Ed. Mcgraw Hill, 7ma México 2003 
· Cartolin, Walter, Química. Teoría Y Practica, San Marcos 1era Lima 2000. 
· Date, C,J,-Seese,.Quimica Prentice Hill 7ma México 1996. 
· Umland,Jean B, Química General, Thomson 3 Era México 2000.
29
30
 PRÁCTICA N° 5 
REACCIONES QUIMICAS 
 
 
5.1 INTRODUCCIÓN 
 
Reacción química: es todo proceso químico en el cual una o más sustancias que por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Ecuación Química: Son formas abreviadas de describir las reacciones abreviadamente. Informan acerca de los siguientes aspectos: 
- 
- Reactivos y productos separados por una fleche 
 
Cantidad de cada uno 
	Forma general de una ecuación química 
Reactivos Productos 
Sustancias que participan en la reacción Sustancias que se forman 
 
Ejemplo: 
Reacción Química: 
La combustión del gas propano o de cocina implica la reacción entre el propano y el oxígeno del aire para producir dióxido de carbono y agua. 
· La expresión “reacción entre propano y el oxígeno” significa que estos son los reactivos. 
· La expresión “para producir dióxido de carbono, agua y calor” indica que estos son los productos; por tanto: 
 	Ecuación Química:	 	 
C H + 5O 3CO + 4H O + Δ (calor)
3 8 2 2 2 
El calor no es una sustancia, sino una forma de energía y se representa por Δ 
CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS 
Generalmente las reacciones químicas y, tanto las ecuaciones que las representan se clasifican: 
 
a) Según su mecanismo de la reacción o la forma como se originan los productos se clasifican en:
30
31 
 
	Nombre 
	Descripción 
	Representación 
	 
Reacción de síntesis o 
combinación 
	Elementos o compuestos sencillos se unen para formar un compuesto más complejo. 
	 	A + B BC 
 
Na+ O Na O
 	2 2 
	 
 
Reacción de descomposición 
	Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. 
	 
AB A + B 2KClO 2KCl + 3O 
3 2 
	Reacción de desplazamiento simple 
	 
Un elemento reemplaza a otro en un compuesto. 
	C + AB AC + B Cu + AgCl 
Ag + CuCl 
	 
 
 
Reacción de desplazamiento doble o Metatesis 
	 
 
 
Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes. 
	Reacciones de Neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base para formar una sal neutra y agua. Son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. 
Generalmente ocurre la siguiente reacción: ácido + base sal haloidea + agua Ejemplo: 
HCl + NaOH NaCl + H O 
	
	
	Reacciones de Precipitación: La reacción de precipitación es un tipo común de reacción endisolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En este tipo de reacciones por lo general participan compuestos iónicos. Por ejemplo, cuando se agrega una disolución acuosa de nitrato de plomo [Pb3(N02) ] 
3 2 
a una disolución acuosa de yoduro de sodio (Nal), se forma un precipitado amarillo de yoduro de plomo (Pbl ): 
 
 
b) Según la energía calorífica involucrada: 
Reacción Exotérmica:
	C 3H 	8 + O 2 	 CO 2 + H 2O + CA 	LOR
31
32
Reacción Endotérmica:
6CO + 6H O + CALOR C H O + 6O
2 2 6 12 6 2
 	 	 
 	 	 	 
	c) Según el sentido de la reacción: 	 	 
	Reacciones Irreversibles: MnO 2 + 4 HCl MnCl2 	+ Cl 2 	+ 2H 2O 
2 
	2 
d) Según la velocidad de la reacción: 
Reacción lenta 
La oxidación del hierro a temperatura ambiental: Fe + O 	
	 
 
 
Fe O
		(s) 	2(g) 
	2 3(s)
Reacción Reversible: 4HCl 2Cl + 2H
Reacción rápida 
La reacción violenta de potasio metálico con el agua fría
 	2K (s) + NaOH( ac) 2KOH (ac) + H 2(g)
e) Por el tipo de compuesto o naturaleza de reactantes: 
 
Reacciones iónicas: La mayoría de reacciones que se realizan en el laboratorio son de este tipo (reacciones iónicas). 
 
Ejemplos: 
 
Ag + (ac) + Cl- (ac) AgCl H O (s) 
	H+ (ac) + OH- (ac) 	 	2 	(l)
Ba BaSO 
	+2 	+ SO 4- 2 (ac) 	 	4(s)
(ac) 
Reacciones moleculares o covalentes: involucran a las interacciones de moléculas (de sustancias covalentes). 
 
Ejemplos: 
 
 	2H 2(g) + O2(g) 2H2 O (g)
	Br 	+ H(g) 
 	 2(g) 	2(g) 2 HBr
 
 
 
 
32
33 
 
f ) Reacción catalítica: 
H SO 
2 4
C H + HNO C H (NO ) + H O
	6 6 3 	6 5 2 2
 
g) Reacción de Combustión: 
 
	Completa: CH 	+ O CO + H O + Calor
 
 
 	9
 DIRECCIÓN DE ESTUDIOS BÁSICOS Y COMPLEMENTARIOS 
 
 
 	 	 DIRECCIÓN DE ESTUDIOS BÁSICOS Y COMPLEMENTARIOS 	10 
 
 
 	 	 DIRECCIÓN DE ESTUDIOS BÁSICOS Y COMPLEMENTARIOS 	10 
	n	 2n + 2 	2
	Incompleta: 	 
 	 
 
	Sin residuo: C nH 	+ O 
	 	2 n + 2 	2 
Con residuo: C nH 2n + 2 + O2 
33
 
 
 
 2 
 
	 	2 
CO + H 2 O + Calor 
 
C + H 2 O + Calor
34
5.2 LOGROS DE APRENDIZAJE 
 
· Reconoce y explica los diferentes tipos de reacciones químicas que se dan en la naturaleza. 
· Verifica experimentalmente los cambios que se producen en las sustancias químicas utilizadas, identificando y clasificando según el tipo de reacción a la que corresponde. 
 
· Valora la importancia que tienen las reacciones químicas y por tanto la necesidad de su estudio y conocimiento. 
 
5.3 MATERIALES Y METODOS 
 
MATERIALES REACTIVOS 
Cápsulas de porcelana Azufre en barra 
Mecheros Bunsen Acetato e plomo (II) 
Trípode Agua destilada 
Rejillas c/cerámica Ácido clorhídrico 
Soportes universales Yoduro de potasio 
Pinzas para soporte Sulfato de cobre 
Baguetas Granallas de zinc 
Tubos de ensayo Sodio metálico 
GradillasFenolftaleína (Indicador) 
Embudos Anaranjado de metilo (Indicador) 
Espátulas de metal Nitrato de plomo(II) 
Cucharilla de combustión Acido oxálico 
Matraz de Erlenmeyer Nitrato de plata 
Vasos de precipitado de 250 mL Cloruro de sódio 
Pinzas de madera Clorato de potasio 
Dióxido de manganeso 
5.4 PROCEDIMIENTO 
 
Experiencia 1 : Reacción de combinación: 
· Coloca en una cucharilla de combustión un trozo de azufre y acercarlo al mechero encendido hasta observar la presencia de una llama azulina 
· Introducir seguidamente la cucharilla de combustión encendida en un matraz de erlenmeyer que contiene unos 80 mL de agua destilada y tapar rápidamente 
· Una vez que observe que ya no hay combustión en la cucharilla, retirarla del matraz de erlenmeyer y mantener tapado el mismo. 
· Los gases acumulados en el matraz de erlenmeyer deben ser disueltos en el agua destilada contenida 
· Terminada esta operación destapar el matraz de erlenmeyer y extraer dos muestras en dos tubos de ensayo. 
 
Al primer tubo agregar dos gotas de fenolftaleina. 
Al segundo tubo agregar dos gotas de anaranjado de metilo. 
 
Observar, describir, y graficar lo ocurrido 
Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida.
34
35
ESQUEMA 
 
Experiencia 2: Reacción de descomposición: 
· Colocar en un tubo de ensayo limpio y seco una mezcla de clorato de potasio y dióxido de manganeso. - Armar el equipo tal como lo indica la figura. 
 
 
 
· Colocar en la boca del tubo un trocito de papel. 
· Comenzar a calentar suavemente hasta observar algún cambio. 
 
Observar, describir, y graficar lo ocurrido 
Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida. 
 
Reacción de desplazamiento simple: 
 
Experiencia 3: 
Colocar en tubo de ensayo 5mL de solución de sulfato de cobre al 0.5%, agregar una granalla de zinc. 
Observar, describir, y graficar lo ocurrido 
Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida.
35
36
Experiencia 4: 
Colocar en un vaso de precipitado 25 mL de agua destilada, cubrir con un embudo con el vástago hacia arriba, verifique que el embudo cubra completamente el borde del vaso de precipitación. Luego agregue por el vástago una pequeña cantidad de sodio metálico con la ayuda de una espátula de metal. 
Observar, describir, y graficar lo ocurrido 
Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida 
 
Experiencia 5: 
Agregue unas tres gotas de fenolftaleína al producto obtenido en el punto b). Observar, describir, y graficar lo ocurrido. 
Reacción de doble desplazamiento: 
Experiencia 6: 
En un tubo de ensayo colocar 1 mL de solución de NaCl 0,1M y agregar 
1 mL de nitrato de plata 0,1M 
Observar, describir, y graficar lo ocurrido Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida. 
 
Experiencia 7: 
En un tubo de ensayo colocar 1 mL de solución de acetato de plomo (II) 
0.1M y agregar 1 mL de yoduro de potasio 0,1M Observar, describir, y graficar lo ocurrido 
Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida 
 
Tabla de Resultados 
 
	EXP. 
N0 
	 
REACTANTES 
	 
PROCESO- CAMBIOS 
	 
PRODUCTOS 
	 
1 
	 
	 
	 
	2 
	 
	 
	 
	3 
	 
	 
	 
	4 
	 
	 
	 
	 
5 
	 
	 
	 
	 
6 
	 
	 
	 
	 
7 
	 
	 
	 
36
37
5.5 CUESTIONARIO 
1. Escriba 2 ejemplos de c/u de las reacciones de: 
a) Combinación 
b) Descomposición 
c) Desplazamiento simple, 
d) Desplazamiento doble 
e) Redox. f ) De combustión 
 
2. Determine los productos de las siguientes reacciones.
a) SO 2 	+ O2 
b) CaCl 2 	+ H 2SO 
c) Pb (NO 3) 2 	+ NaCl 4
 
d) NaHCO 3 	+ calor
3. Describa con frases y, luego, con una ecuación química la reacción que se produce en el estómago entre los jugos gástricos y una tableta antiácida preparada a base de carbonato de calcio. 
 
4. ¿Cuándo se dice que ha sucedido una reacción química? Mencione algunos ejemplos 
 
5. ¿Por qué es importante escribir correctamente las formulas y los símbolos de las sustancias al escribir ecuaciones químicas? 
 
6. Clasifica las siguientes reacciones según los cambios de energía: (Exotérmico o Endotérmico). 
· Zn + H 2SO 4 	 ZnSO 4 + H2 + 34.2 Kcal
· MgCO 3 + calor MgO + CO2 
7. Escribe Una ecuación química para los siguientes tipos generales de reacciones de composición o síntesis: 
· Metal + no metal compuesto binario - Óxido ácido+ H 2O 	 ácido oxácido 
 
8. Predice la descomposición de: 
· 2HgO 
· NaClO 3 
 
9. Completa cada una de las siguientes ecuaciones: 
· Pb + CaSO 4
 
4
 
· Ca + Ag2 SO 
· K + H 2O - Cl 2 	+ KI
· Li + HCl
37
38
10 Indicar los productos siguientes 
 
	AAlPO 4 	+ HI
	AMg(NO3 )2 	+ KOH 
A ZnBr 2 + Cu 3PO 4 A Na CO + BaCl 
 	2 3 2 
11 Considera estos compuestos en base a los valores de electronegatividad. Decide a qué elemento de cada compuesto deberá asignársele un estado de oxidación positivo y a cuál un estado de oxidación negativo. 
 
a. Hidrazina, N H 
b. Agua, H2 O 	2 4 
c. Cloruro de hidrógeno, HCl 
d. Cloruro de sodio, NaCl 
e. Monóxido de carbono, CO 
f. Trifluoruro de iodo, IF3 
 
5.6 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
· Brown, Theodorre. Química: La Ciencia Central Prentice May 7ma México 1998. 
· Carrasco Venegas, Química Experimental, Ediciones E Impresiones 1994 Gráficas América S:R:L. 
· Chang Raymond; Química, Ed. Mcgraw Hill, 7ma México 2003. 
· Cartolin, Walter, Química. Teoría Y Practica, San Marcos 1era Lima 2000. 
· Date ,C,J,-Seese,. Quimicaprentice Hill 7ma México 1996. 
· Umland,Jean B, Química General, Thomson 3 Era México 2000.
38
39
 PRÁCTICA N° 6 REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN 
 	
6.1 INTRODUCCIÓN 
 
Reacciones REDOX: reacciones de óxido – reducción (REDOX), son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final. 
 
Oxidación: proceso en el que hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación, por ejemplo: 
	Fe +2 	 Fe +3 + e –
 
Reducción: proceso en el que hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación, por ejemplo: 
 
Cu +2 + 2e – Cu0 
 
Agente oxidante: compuesto o elemento que capta los electrones y, por lo tanto, su número de oxidación disminuye; es decir, se reduce y se le llama agente oxidante. 
 
Agente reductor: compuesto o elemento que cede los electrones; por consiguiente, su número de oxidación aumenta; es decir se oxida y se llama agente reductor. 
 
En el siguiente cuadro se muestra el resumen de las características antes mencionadas: 
	 
Redox 
	Intercambio de electrones 
	Cambio en número de oxidación 
	 
Oxidación 
	 
Perdida de e- 
	 
Aumento 
	 
Reducción 
	 
Ganancia de e- Gana e 
	 
Disminución 
	Agente oxidante (sustancia que se reduce) 
	 
 
Pierde e
	 
Disminuye 
	Agente reductor (sustancia que se oxida) 
	 
- 
	 
Aumenta 
 
39
40
 
	Ejemplo: 	 
	Mg + H 2 SO 4 	MgSO 4 	 + H2 
Mg0 + H 2 +S+6O-2 Mg+2S+6O-2 + H 20 
Mg0 Mg+2 + 2 e- Se oxida (pierde electrones). 2H+ + 2 e- H 2 0 Se reduce (gana electrones) 
 
* El Mg 0 actúa como agente reductor, mientras que el H+ como agente oxidante. 
 
IGUALDAD DE ECUACIONES DE OXIDO- REDUCCIÓN 
 
Los fundamentos de la oxidación-reducción constituyen la base de métodos sencillos para igualar las ecuaciones de este tipo. 
 
1 .- Método del estado o de número de oxidación 
2.-Método del ión – electrón 
 
1. MÉTODO DEL ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN: 
Las reglas son las siguientes: 
Se determina el estado de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en la reacción química. 
 
Se separan los compuestos que tienen elementos que cambian su estado de oxidación. 
 
Se determina la cantidad de electrones que gana o pierden cada uno de los elementos que se oxidan o reducen. 
 
Multiplicar el oxidante y el reductor, por coeficientes tales que igualen el cambio total en el número de oxidación (número de electrones perdidos por el agente reductor sea igual al número de electrones ganados el agente oxidante. 
 
Se analiza la ecuación y se introducen los coeficientes para los compuestos los iones que cambian su estado de oxidación y de igual manera para aquellos que no cambian su estado de oxidación. 
 
Ejemplo: Balancear 
	KNO 2 + KMnO 4 	+ H 2 SO 4 KNO3 + MnSO 	+ K SO + H O
	4 	2 	4 	2 
a) Estado de oxidación de los elementos: 
 
K+N+3 O -2 +K+Mn+7 O -2 +H + S+6 O -2 K+ N+5 O -2 + Mn+2 S+6 O -2 + 
2 4 2 4 3 4 
 
K + S+6 O -2 + H + O-2 
2 4 2
40
41
b) Separar los compuestos que cambian su estado de oxidación: 
N+3 N+5 
	Mn+7 	 Mn+2 
c) Se determina la cantidad de electrones que ganan o pierden cada uno: 
 
x 5 N+ N+5 + 2 e- x 2 Mn+7 + 5 e- Mn+2 
 
d) En ambos lados se multiplica por 5 al nitrógeno y al manganeso por 2 a fin de que se iguale el número de electrones ganados y perdidos. 
 
5 N+3 	 5 N+5 + 10 e- 2 Mn+7 + 10 e- 	 2 Mn+2 
 
e) Se coloca los coeficientes respectivo en todos los elementos que cambiaron su estado de oxidación de acuerdo al paso (d), los demás elementos se balancea por tanteo. 
 
La ecuación balanceada es: 
5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 5KNO3 + 2MnSO 4 + K 2 SO4 + 3H O
 
2 
6.2 LOGROS DE APRENDIZA JE 
 
· Reconoce los estados de oxidación de los diferentes elementos que participan en una reacción química y determina los agentes oxidantes y reductores. 
· Determina la cantidad de electrones ganados y perdidos. 
· Balancea las ecuaciones químicas iónicas y moleculares aplicando los métodos del estado de oxidación y ión – electrón. 
 
6.3 MATERIAL Y REACTIVOS 
 
MATERIALES (PARA 6 GRUPOS) REACTIVOS 
 
16 Tubos de ensayo 08 Granallas de Zinc 
06 Gradillas para tubos 05 Alambre de cobre x 20 cm 
06 Baguetas 50 mL de sulfato cúprico 0,5 M 06 Pipetas 50 mL de nitrato de plata 0,5 M 
06 Frascos gotero 50 mL permanganato de potasio 10% 
06 piscetas 10g de permanganato de potasio 
06 Beaker de 10 mL 50 mL ácido sulfúrico 1 M 
06 Pinzas para tubo 50 mL de peróxido de hidrógeno 
60 Tubos de ensayo 20 g ácido oxálico 
50 mL de hidróxido de potasio 0,5M
41
42
6.4 PROCEDIMIENTO 
 
Experiencia 1 
 
Sumergir de Zinc en 3 ml de solución de sulfato cúprico. Observe Escriba la ecuación química respectiva indicando el oxidante y reductor: 
 
Experiencia. 2 
 
Adiciones 3 ml de nitrato de plata a un tubo de ensayo luego introduzca un alambre de cobre (alambre de luz pelado). Escriba la ecuación química respectiva e indique al oxidante y reductor: 
 	 
	Experiencia. 3 	 
En un tubo de ensayo colocar 1 ml de KMnO 4 en solución, adicionar 3 gotas de H 2SO 	 4 5 N agregue unos cristales de ácido oxálico, agítese hasta decoloración completa. Escriba la ecuación química completa: 
 	 
	Experiencia. 4 	 
 	 
En un tubo de ensayo introducir aproximadamente 0.1 g de KMnO4 , luego
agregue 5 gotas de HCl concentrado. Observe el desprendimiento de gases verde-amarillento o amarillo verdoso. Escriba la ecuación química completa: 
 	 
	Experiencia. 5 	, 
 	 
En un tubo colocar 1 ml de KMnO 4 , agregue 5 gotas de KOH 5N , luego 1
ml de H O . Agitar. Observe el precipitado. 
2 2 
Escriba la ecuación química: 
 
6.5 CUESTIONARIO 
 
Definir en forma resumida los siguientes conceptos: 
	Ion. 	Número de oxidación 
	Reducción 
	Anión Agente reductor 
	Medio ácido 
	Catión Agente oxidante 
	Medio básico 
 
 
 
 	2 
 
 
42
43 
 
ECUACIONES QUÍMICAS PARA BALANCEAR:
 	 	 
	3 
		3 	2 
	c) KMnO 	+ H SO 
4 
4 2 4 
	+ H C O Þ MnSO + CO + K SO +H O Exp. 3
	2 2 4 	4 2 2 4 2
a) Zn + CuSO4 	ZnSO 4 	+ Cu Exp. 1
b) Cu + AgNO Cu(NO ) + Ag Exp. 2
d) KmnO + HCl MnCl2 	+2 Cl + KCl + H O Exp. 4
2 
e) KMnO + KOH +H O MnO 	+ O + KOH + H O Exp. 5
	f ) KIO 3 +4 KI + H2 SO 2 2 I + 2 K SO 2 + H O	 2
g) Cu + HNO 	Cu(NO ) 	+ NO 2 +4 H O 2 
h) CuSO 4 + KI 3 Þ CuI 4 3 2 + I 	+ K2 2 SO	 2
4 
i) P + NaOH + H O PH 	+ NaH PO
2 3 2 2
6.6 REFERENCIA BIBLIOGRAFICA 
 
· Brown T. Química: La Ciencia Central. México: Pearson Educación; 2009. 
· Chang R. Química. 10ª ed. México: Mc Graw Hill; 2010. 
· Coultate, T.P., Manual de quimica y bioquimica de los alimentos, Acribia, Zaragoza, 2007. 
· Hein M. Química.- Mexico: Iberoamericana; 2006. 
· Holum J. Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para ciencias de la Salud, Mexico: Limusa; 2009. 
· Llano Lomas, M., et al, Laboratorio de Quimica General. Mexico: Reverte; 2008. 
· Paul M. Treichel, et al, Química y Reactividad Quimica. Mexico: Thomson; 2005. 
· Whitten Gailey K, Davis R. Química General, Mc Graw Hill; México, 2006.
43
 
 
 
44
 PRÁCTICA N° 7 
ESTEQUIOMETRIA 
 
 	
7.1 INTRODUCCIÓN 
 
Estequiometria es el termino que se emplea para describir los cálculos que comprenden relaciones de peso entre los átomos en una reacción química. Así la estequiometria se puede utilizar para describir los cálculos de pesos atómicos y moleculares, la determinación de las formulas empíricas de compuestos y las relaciones de peso entre reactivos y productos en una reacción química. 
 
Siempre que ocurren reacciones químicas se producen cambios en las propiedades de los reactantes, los cuales se pueden visualizar mediante algunos de los siguientes hechos: 
 
· Formación de precipitados 
· Desprendimiento de un gas - Liberación o absorción de energía - Cambio de color, etc. 
 
Se pueden considerar dos grandes tipos de reacciones químicas: 
· Las que ocurren sin cambio en el número de oxidación. - Las que involucran transferencia de electrones (Redox). 
 
7.2 LOGROS DE APRENDIZAJE 
 
Analiza los diferentes procesos cuantitativos que se lleva a cabo durante una reacción química. 
Analiza la eficiencia de una reacción química 
 
7.3 MATERIAL Y REACTIVOS 
 
MATERIALES REACTIVOS 
6 vaso de 100 ml. Carbonato de calcio 20 g 
6 probeta de 50 ml Clorato de potasio sólido 10 g 
6 tapones de jebe con tubo de desprendiento Cloruro de potasio10 g 
6 soporte universal Fósforo 
6 bagueta Agua destilada 
1 balanza analítica (tres decimales) Bióxido de manganeso 5 g 
6 piceta con agua destilada Sulfato cúprico pentahidratado 6g mecheros 
6 Gradilla. 
48 Tubos de ensayo 
6 pinzas de madera para tubo 
6 Lunas de reloj 
6 Tubos de goma
44
45 7.4 PROCEDIMIENTO 
 
Experimento Nº 1: Determinación del número de moles 
 
a) En una luna de reloj pese exactamente 5 g de CaCO 3. 
b) Halle la masa molar del carbonato de calcio. 
c) Determine el número de moles que contiene la sal. 
d) Determine el número de moléculas que hay en la sal. 
 
Experiencia No 2 
 
Determinación del % de KCl en una mezcla de de KClO3 
Determinación del % de rendimiento y % de error: y KCL 
KClO 3 KCl + calor  KCl + O2 
 
Procedimiento: 
 
a) Pesar un tubo de 18 x 50 mm.completamente seco. 
b) Pesar 2 g de de la mezcla KClO3 y KCl colocarlo con cuidado en el fondo del tubo. 
 
c) Pesar 0.1 g de MnO , Agregarlo al tubo de ensayo anterior (el MnO ) 
2 2 
acelera el proceso de descomposición permaneciendo inalterable, este reactivo, por lo cual es solo una agente catalizadora. 
 
d) Homogenizar la mezcla agitando el tubo de ensayo convenientemente. 
 
e) Colocar en el beaker, agua corriente aproximadamente hasta la mitad de su capacidad. 
 
f) Tapar el tubo de ensayo con el tapón de jebe que tiene un tubo de desprendimiento. y una manguera. 
 
g) Introducir el tubo de goma al interior de beaker que tiene agua 
 
h) Calentar el tubo que contiene la mezcla y observar después de unos minutos el burbujeo el gas en el agua del tubo. 
 
i) Cuando observe que ya no se desprende gas (no hay burbujeo) retirar el tubo con agua y apagar el mechero. 
 
j) Dejar enfriar y pesar el tubo con la muestra (la deferencia es debido al O2 desprendido).Descontar el peso de MnO2 
45
46
k) Hacer los cálculos para determinar el % de KCl que ha tenido la muestra Determine el rendimiento del proceso. 
 
 
	 
	 
peso 
inicial 
	 
peso después del 
calentamiento 
	 
peso 
experimental 
	 
peso calculado 
	 
 
Rendimiento 
	tubo vacio 
	 
	 
	 
	 
	 
	tubo con la mezcla 
	 
	 
	 
	 
	 
	tubo con mezcla y MnO 2 
	 
	 
	 
	 
	 
	tubo con la mezcla sin MnO 2 
	 
	 
	 
	 
	 
	Peso de KCl en el residuo 
	 
	 
	 
	 
	 
	Peso de 
KClO 3 en el residuo 
	 
	 
	 
	 
	 
	% de error 
	 
	 
	 
	 
	 
 
7.5 CUESTIONARIO 
1.- Determine el concepto de mol y masa molar. 
2.- Describa la ley de la conservación de las masas y la ley de las proporciones fijas.
46
47
3.- Explique porque los pesos atómicos relativos no tienen unidades. 
4.- Enumere siete elementos que se representan en la naturaleza como moléculas diátomicas. 
5.- A que se llama reactivo limitante y rendimiento teórico y expermental. 
6.- A que se llama fórmula empírica y fórmula moléculas. 
 
EJERCICIOS PROPUESTOS 
 
1. Al hacer reaccionar aluminio con yodo se obtiene triyoduro de aluminio. Calcula la masa de este producto que se obtendrá a partir de 25 g de yodo. Sol: 26,8 g 
 
2. Al tratar una muestra de dióxido de manganeso con 20 g de cloruro de Hidrógeno, se obtiene cloruro de manganeso(II), gas cloro y agua. Calcula la masa de cloruro de manganeso(II) que se obtendrá. 
Sol: 17,3 g 
 
3. Calcula la masa de yoduro de plomo(II) que se obtendrá al hacer reaccionar 15 g de yoduro de potasio, con nitrato de plomo, Pb(NO3)2. En la reacción también se produce nitrato de potasio, KNO3. 
Sol: 20,8 g 
 
4. Calcula la masa de hidróxido de calcio, necesaria para reaccionar con 16,5 g de ácido clorhídrico. En la reacción se forma cloruro de calcio y agua. 
Sol: 16,7 g 
 
5. La combustión del propano, C3H8 con Oxígeno, produce dióxido de carbono y agua. Calcula el volumen de Oxígeno, medido en c.n., necesario para quemar totalmente 25 g de propano. 
Sol: 63,6 L 
 
6. Calcula la masa y el volumen de amoníaco que se obtienen si hacemos reaccionar 12,1 litros de Nitrógeno con Hidrógeno. Todos los volúmenes de los gases se miden en condiciones normales. 
Sol: 18,4 g y 24,2 L 
 
7. Calcula el volumen de Oxígeno en cn que se necesita para quemar completamente 56 litros de metano, en las mismas condiciones. Nota: productos de la reacción: dióxido de carbono y agua. Sol: 112 L 
8. La glucosa ( C HO ) produce etanol(C H O) y dióxido de carbono en el
6 12 6 2 6 proceso llamado fermentación. Suponiendo para éste un rendimiento del 30%, halle:
47
48
 
 
a) La masa de etanol que se producirá a partir de 210 g de glucosa. 
b) La masa de glucosa necesaria para obtener 150 g de etanol. 
 
9. Mezclamos 50 g de anhídrido sulfuroso con 20 g de Oxígeno. ¿Cuántos gramos de trióxido de azufre se formarán? 
 
7.6 REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS 
 
· Brown T. Química: La Ciencia Central. México: Pearson Educación; 2009. 
· Chang R. Química. 10ª ed. México: Mc Graw Hill; 2010. 
· Coultate, T.P., Manual de quimica y bioquimica de los alimentos, Acribia, Zaragoza, 2007. 
· Hein M. Química.- Mexico: Iberoamericana; 2006. 
· Holum J. Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para ciencias de la Salud, Mexico: Limusa; 2009. 
· Llano Lomas, M., et al, Laboratorio de Quimica General. Mexico: Reverte; 2008. 
· Paul M. Treichel, et al, Química y Reactividad Quimica. Mexico: Thomson; 2005. 
· Whitten Gailey K, Davis R. Química General, Mc Graw Hill; México, 2006.
48
49
 PRÁCTICA N° 8 
LEYES DE LOS GASES I 
 
 
8.1 INTRODUCCIÓN 
En el estado gaseoso las moléculas se mueven libremente sin restricción alguna, a diferencia de los otros estados de agregación molecular, sólido, Líquido y plasmático. 
 
Estado de agregación. - Es la diferente ordenación interna que presenta la materia de sus moléculas, átomos o iones en cada caso están en función de las distancias intermoleculares y la energía. 
 
La ecuación de estado describe el comportamiento de los gases, se consideran los parámetros como la presión, temperatura y volumen que, relacionadas entre sí, permiten describir las leyes que los rigen. 
 
La teoría cinética del gas explica el comportamiento y propiedades del gas y se resume en los postulados siguientes: 
 
Los gases están compuestos por pequeñas partículas independientes llamadas moléculas. 
 
Presentan movimientos desordenados al azar en todas las direcciones y a grandes velocidades. 
 
Las partículas chocan con las paredes del recipiente que los contiene. Las distancias promedio entre las moléculas gaseosas son grandes si se comparan con los diámetros moleculares. 
 
El impacto de las moléculas sobre las paredes del recipiente que los contiene puede interpretarse como la causante de la presión. El comportamiento de los gases ideales obedece a las leyes de: 
 
De Boyle y Mariotte (Proceso isotérmico) T = Constante 
 
PV = constante 
 
P 1 V 1 = P 2 V 2 
 
De Charles (Proceso isobárico) P = Constante 
V / T = constante 
 
V1 / T 1 = V 2 / T2 
49
50
 
 
De Gay-Lussac (Proceso isócorico) V = Constante 
 
P / T = constante 
 
P1 / T 1 = P 2 / T 2 
 
Ley General de los Gases (Ninguna variable permanece constante) 
 
PV / T = constante 
	P 1 V 1 / T= 1 P V 2 /2 T	2 
 
Ecuación Universal de los Gases ideales 
 
P V = n R T 
 
Gas ideal o perfecto: 
Es aquel en el cual tiende a cero el valor de las fuerzas atractivas de las moléculas y es despreciable el pequeño volumen propio de las moléculas, frente al gran volumen que ocupa el gas. 
 
8.2 LOGROS DE APRENDIZA JE 
Interpreta las leyes que gobiernan el comportamiento de los gases ideales. Establece la solución de problemas concernientes a sustancias gaseosas aplicando las leyes de los gases ideales. 
 
8.3 MATERIAL Y REACTIVOS 
 
MATERIALES 
05 Mecheros Bunsen 
05 Soportes universal 
05Pinzas para soporte 
05 Trípodes 
05 Rejillas de fondo cerámico 
05 Jebes para conexión 
05 Tubos de goma 
05 Tubo de vidrio en forma de U 
05 Balones de base plana 
05 Tapones de jebe 
05 Varillas horadadas 
05 Reglas de 30 cm 
05 Beacker de 100 Ml 
05 Beacker de 250 mL 
05 Matraz Kitasato
05 Jeringas Hipodérmicas de 30 cm3 
05 Tapones de jebe horadados con tubo de desprendimiento 05 Piscetas con agua destilada. 
50
51 
 
8.4 PROCEDIMIENTO 
COMPROBACIÓN DE LA LEY DE BOYLE. 
Jale el embolo de la jeringa hipodérmica hasta el extremo puesto sin que llegue a salir del cilindro. 
 
Con un dedo tape enérgicamente el orificio pequeño donde se pone la aguja, y mida la distancia que hay del orificio pequeño hasta el embolo. La hipodérmica debe estar en posición vertical. 
 
Empuje lentamente el embolo hasta donde pueda comprimir al máximo el aire contenido en el interior de la hipodérmica, mida la distancia desde el orifico pequeño donde se encuentra su dedo hasta el embolo. En qué proporción se habrá comprimido el aire. Si asumimos que la temperatura no cambia y presión inicial el de una atmósfera, calcular cuál será la presión luego de haber empujado el embolo hasta lo máximo que pudo. 
 
COMPROBACIÓN DE L A LEY DE CHARLES 
Fijar el tubo en U en una tabla o en un lugar apropiado donde no se mueva, agregue agua hasta la mitad del tubo en U, y marque el nivel. 
 
A uno de los extremos ponga el tubo de goma y el otro extremo del tubo de goma conecte al tubo de desprendimiento que sale del balón. 
 
Ponga el balón sobre trípode y con una pinza fije el balón al soporte universal. Revise que las conexiones estén bien hechas y herméticamente conectados. 
 
Caliente lentamente el balón que contiene sólo aire, después de 5 minutos quite el mechero y mida la variación de niveles del agua el en tubo en U. 
 
Como uno de los extremos del tubo en U esta libre significa que la presión es constante. Determine la variable que se modifica en esta experiencia. 
 
COMPROBACIÓN DE LA LEY DE GAY-LUSSAC 
 
Coloque en balón de gas sobre el trípode y asegúrelo con una pinza al soporte universal, coloque herméticamente el tapón de jebe a la boca del balón. 
 
Caliente lentamente el balón, que en cuyo interior sólo hay aire hasta que salte el tapón de jebe. Tenga cuidado no se acerque demasiado al balón. Determine la variable que se modificó en esta experiencia. 
 
8.5 CUESTIONARIO: 
 
1. Establecer las diferencias entre un gas real e ideal. 
2. Defina presión y cuáles son sus unidades más comunes. 
3. ¿Porque la presión atmosférica varia con la altitud? 
4. ¿Qué diferencias hay entre gas y vapor? 
5. ¿A qué se denomina proceso isotérmico? 
6. ¿Qué tipo de fuerzas prevalecen en el estado gaseoso? 
7. 51 ¿Qué si gnificado tiene Condiciones Normales? 
 
 
 
52 
 
8. ¿Qué es un proceso Isocórico? 
9. ¿Qué es un proceso Isobárico? 
10. ¿A qué se denomina constante universal de los gases? 
11. El volumen de una cierta cantidad de gas es de 10,0 litros a una presión de 4 atmósferas ¿cuál es el volumen si se disminuye la presión a 2 atmósferas mientras la temperatura se mantiene constante? 
12. Una muestra de gas nitrógeno ocupa un volumen de 75 ml a una presión de 95 kPa y a 30 oC de temperatura. ¿Cuál será el volumen a 101,3 kPa, si el proceso es isotérmico? 
13. Una muestra gaseosa tiene un volumen de 250 ml a 50o C ¿Cuál será la temperatura, que ocupa 220 ml del gas, si la presión permanece constante? 
14. Se tiene un cilindro de gas helio a 50 ml originalmente a una presión de 0,9 atm a 10 oC. ¿Cuál será la presión dentro el cilindro si se coloca al sol hasta que la temperatura del gas subiera a 40 oC. 
15. Un gas ocupa un volumen de 80 cm3 a 130 oC y a 253,325 kPa. ¿Cuál será el volumen del gas en condiciones de PTN? 
16. 50 moles de NH , se introducen en un cilindro de 2 litros a 25 grados Celsius 
3 calcule la presión del gas asumiendo un comportamiento ideal. 
 
17. Calcula la masa molecular de un gas si 32 g del mismo ocupan un volumen de 6756 ml a una presión de 3040 mmHg y 57 ºC. 
 
18. Determinar la densidad del dióxido de azufre gaseoso en C.N y a 750 mmHg y 57 ºC. 
 
19. Un recipiente contienen 100 l de O2 a 20 ºC, calcula:
a) la presión del O2, sabiendo que su masa es de 3,43 kg. 
b) El volumen que ocupara esa cantidad de gas en CN. 
 
20. ¿Cuál es la densidad del anhídrido sulfuroso (SO 2) a 40°c y 800 mmHg? (peso atómico S=32g/mol, peso atómico O=16g/mol). 
 
8.6 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
· CHANG RAYMOND, Química, Ed. McGraw Hill, 7ma México 2003. 
· CARTOLIN, WALTER, Química. Teoría Y Practica, San Marcos 1era Lima 2000. 
· UMLAND, JEAN B, Química General, Thomson, 3 era México 2000.
52
 
 
 
53 
 
 PRÁCTICA N° 9 
MEZCLA DE GASES 
9.1 INTRODUCCIÓN 
En una mezcla de gases que no reaccionan entre sí, cada molécula se mueve independientemente, de una forma análoga a como si estuviera totalmente aislada. 
 
En esa mezcla, cada gas se distribuye uniformemente por todo el espacio disponible, como si ningún otro gas estuviese presente. Las moléculas ejercen la misma presión sobre las paredes del recipiente que lo contiene que la que ejercerían si no hubiera ningún otro gas presente. 
 
Difusión Gaseosa: 
Los diferentes gases tienen velocidades distintas de difusión. El experimento más sencillo para caracterizar la movilidad intrínseca de cualquier gas es de un experimento de difusión en que se permite que el gas escape a través de orificios pequeños en un espacio en el que se a hecho el vacío. En un experimento de esta clase las velocidades de efusión (V) de los gases, medidas en función al número de moléculas o moles de un gas que escapan en una unidad de tiempo y en las mismas condiciones son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus densidades o de sus pesos moleculares (M) e inversamente proporcional a sus tiempos. 
Las mezclas gaseosas contienen diferente tipo de gases y el número total de moles de una mezcla gaseosa es:
 	n Totalb) .......= n	+ n 	+ n 
 
LEY DE DALTON (PRESIONES PARCIALES) 
La presión total que ejerce una mezcla d e gases ideales es la suma de las presiones parciales de los gases que la componen. 
 
	P total P +.......1 
	2 
	
	3 
53
54
 
LEY DE AMAGAT (VOLÚMENSE PARCIALES) 
“El volumen total ocupado por una mezcla gaseosa, es igual a la suma de los volúmenes individuales de sus gases componentes”. 
 
		V	= V 1 
 + V + V+... 
	2 
	3 
 
VOLUMEN MOLAR 
 
Una mol de cualquier gas en condiciones normales (CN) ocupa el mismo volumen, es decir, 22,4 litros (Volumen molar en condiciones normales). 
 
9.2 LOGROS DE APRENDIZA JE 
Determinar la masa del hidrógeno que se desprende de la reacción ocurrida entre magnesio y ácido clorhídrico, considerando que se comporta como un gas ideal. 
Interpreta las leyes que gobiernan el comportamiento de los gases ideales. Demuestra la difusión de los gases originando mezclas gaseosas y aplicando la ley de Graham. 
Establece la solución de problemas concernientes a sustancias gaseosas aplicando las leyes de los gases ideales. 
 
9.3 MATERIAL Y METODOS 
 
MATERIALES REACTIVOS 
 
06 tubos de ensayo con tapón 20 cm de cinta de magnesio 
12 Hisopos de algodón cortados cada 3 cm y pesados 
06 Soportes universal HCl 6 molar 
06 Pinzas para soporte HCl concentrado 
06 Trípodes Amoniaco concentrado 
06 Beaker de 600 mL 
06 Beaker de 100 mL 
06 Probetas de 10 mL 
06 Tubos de vidrio secos 
06 Pipetas de 10 mL 06 globos 
 
9.4 PROCEDIMIENTO 
 
Experiencia No 1: Obtención y determinación de la masa de hidrógeno en una reacción. 
 
Procedimiento: 
Tomar un globo y pesarlo en la balanza analítica, posteriormente colocarlo en el extremo externo de tubo de vidrio doblado. Procurar ajustarlo. 
 
Pesar entre 0,5 a 0,6 gramos de magnesio