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Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
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Química I Año 2022 
 
GUIA DE LABORATORIOS 
 
DOCENTES: 
Esp.Ing. Patricia ARCE 
Esp. Ing. Alejandra ARDUINO 
Dra. Roxana CABANA 
Ing. Luciana CACHULLANI 
Ing. Elda CORMENZANA 
Lic. Lorena ENRIQUEZ 
Ing. Silvina MUHANA 
Esp. Ing.Judith SINGH 
 
 
 
 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
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INTRODUCCIÓN A LOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO 
 
PARTE A: Materiales más comunes de laboratorio 
 Pueden agruparse según diferentes criterios, uno de los cuales es el de clasificarlos según el material del 
que está fabricado 
1. de Vidrio 
De Medición por llenado o entrada: 
 
 
Probeta graduada: Son cilindros de vidrio o 
plásticos graduados, con pico vertederoy basepara 
poderlos parar. Se emplean para medir volúmenes 
de líquidos cuando se necesita mucha exactitud 
 
 
Matraz aforado Matraz de base plano, forma de 
pera, con cuello largo el cual lleva una marca 
llamada aforo. Está calibrado para contener un 
volumen exacto cuando se llena hasta el aforo. Se 
usa para la preparación de soluciones molares y 
normales y para la dilución . 
 
 
De Medición por vaciado o salida: 
 
 
 
Bureta :Tubo largo graduado, con la parte superior abierta 
y la inferior provista de un robinete esmerilado o plástico. 
Permite medir y controlar capacidades de manera exacta. 
Después de la carga de la bureta, antes de su uso, se 
debe tener la precaución que no queden burbujas de aire 
en todo su interior 
 
 
Pipeta Graduada Es un elemento de vidrio que sirve para 
dar volúmenes exactos, con esta pipeta, se pueden medir 
distintos volúmenes de líquido, ya que lleva una escala 
graduada. 
 
 
 
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Otros materiales de vidrio 
 
 
 
Vaso de precipitado Son vasos de vidrio con pico, 
resistentes al fuego, pues se usan para efectuar 
calentamientos de soluciones o líquidos puros a presión 
atmosférica 
 
 
 
Erlenmeyer Es un recipiente de base ancha y cuello 
estrecho. Sirve para contener sustancias o calentarlas. 
Se les encuentra de diversos tamaños 
 
 
 
Tubo de ensayo Se usa para pruebas o ensayos 
químicos con pequeñas cantidades de reactivos, lo 
más importante es su calidad de termo-resistente, es 
decir su resistencia al calentamiento y a los cambios 
bruscos de temperatura 
 
 
Tubo refrigerante Es un tubo de vidrio que en su interior 
lleva un tubo interno en forma espiral o de serpentín. Se 
usa para condensar los vapores que se desprenden del 
matraz de destilación, por medio de un líquido 
refrigerante que circula por éste, usualmente agua 
 
 
Cristalizador Vaso de vidrio, de forma cilíndrica, de poca 
altura y diámetro. Sirve para obtener el producto 
cristalino resultante del proceso de evaporación de las 
soluciones originales 
 
 
 
Vidrio de reloj Se usa para cubrir recipientes impidiendo 
salpicaduras, para evaporar pequeñas cantidades de 
líquidos, para pesar sustancias solidas. Es un material 
de vidrio 
 
 
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Embudos Puede ser de vidrio o plástico que se utiliza para trasvasar 
productos químicos desde un recipiente a otro. Algunos embudos 
pueden actuar como filtros al utilizar un papel de filtro que se coloca en 
el mismo. Pueden ser de cuello largo, corto, o mediano. Son útiles para 
filtrar sustancias y para envasarlas en otros recipientes. Previene el 
desperdicio o derrame. 
 
 
Balón cuello corto Recipiente de vidrio de base redonda. Se utiliza para 
hervir líquidos, contener líquidos o sólidos que reaccionan en frío o en 
caliente. 
 
 
 
 
Ampolla de decantación Es un embudo tiene la forma de un globo. Se 
emplea para separar dos líquidos inmiscibles, o sea, para la separación 
de fases líquidas de distinta densidad. 
 
 
2. De otros Materiales: De Porcelana 
 
 
 
Capsula de porcelana Este utensilio está constituido 
por porcelana y permite calentar algunas sustancias o 
carbonizar elementos químicos, es un utensilio que 
soporta elevadas temperaturas. Al usar la capsula de 
porcelana se debe tener en cuenta que esta no puede 
estar vencida, pues de lo contrario, podría llegar a 
estallar 
 
 
 
Crisol Este utensilio permite carbonizar sustancias, se 
utiliza junto con la mufla. 
 
 
 
 
Mortero Se utiliza para pulverizar, desmenuzar muy 
finamente toda clase de sustancias con la ayuda del 
pilón. Los hay también de vidrio. 
 
 
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De Madera 
 
 
 
Gradilla portatubos de madera o de metal: Es una 
herramienta utilizada para dar soporte a los tubos de 
ensayos o tubos de muestras. Normalmente es utilizado 
para sostener tubos de ensayo. 
 
 
 
Pinza para tubos Esta herramienta sirve para sujetar los 
tubos de ensayos, mientras estos se calientan o cuando se 
trabaja directamente con ellos 
 
De Hierro y otros metales 
 
 
Pinza metalica La pinza es una herramienta de acero 
inoxidable y su función es sostener y manipular tubos de 
ensayo, capsulas de evaporación, crisoles y otros objetos. Se 
utiliza principalmente como medida de seguridad cuando 
estos son calentados o poseen algún grado de peligro al 
manipularlos directamente. 
 
 
 
Pinza para bureta/refrigerante Herramienta de metal que se 
une al soporte universal para sujetar verticalmente una sola 
bureta. 
 
 
 
 
El Soporte Universal es una herramienta que se utiliza en 
laboratorio para realizar montajes con los materiales 
presentes en el laboratorio permitiendo obtener sistemas de 
medición y preparar diversos experimentos. Está conformado 
por una base o pie rectangular, el cual permite soportar una 
varilla cilíndrica que permite sujetar diferentes materiales con 
ayuda de dobles nueces y pinzas 
 
 
 
 
 
Aros metálicos Sirven para colocar embudos y balones de 
separación, van unidos al soporte universal. 
 
 
 
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Tripode Son utensilios de hierro que presentan tres patas y se 
utilizan para sostener materiales que van a ser sometidos a 
un calentamiento 
 
 
 
 
Mecheros: Es un aparato que consta de un tubo vertical 
soportado en un pie o pequeña plataforma a la que va 
enroscado. El tubo en su base tiene un pequeño orificio 
vertical para permitir la entrada de gas y arriba de esa entrada 
de aire, rodeadas de un anillo móvil que sirve para regular la 
cantidad de aire que se aspira por las aberturas al subir 
rápidamente el gas por el tubo vertical. En el extremo superior 
del tubo vertical se enciende la mezcla de gas y aire. 
 
 
 
 
Cepillo Se emplea para lavar tubos de ensayo 
 
 
Espátula Sirve para tomar cantidades pequeñas sólidas para 
ser pesadas o trasferidas de un envase a otro. Son de acero 
inoxidable. Se debe guardar limpia y seca 
 
 
 
Papel de Filtro es un papel que sirve como material filtrante 
 
 
 
 
Pisetas :frascos de vidrio o plástico con agua destilada, para 
enjuagar o aforar en soluciones 
 
 
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Balanza analítica La balanza analítica es el principal 
instrumento usado en el análisis cuantitativo; son capaces 
de pesar con una apreciación 0,0001 mg. Normalmente el 
primer paso en un análisis es pesar una porción de 
muestra. También se pesan los solutos para preparar 
soluciones de concentración conocida. 
 
 
 
Además, para su seguridad: 
 
 
 
 Anteojos Guantes Máscara Barbijo 
 
Y PRINCIPALMENTE … 
 
 
 
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PARTE B: Precauciones 
Cuando se trabaja en el laboratorio deben observarse ciertas normas con el fin de evitar accidentes: 
1. Protección de los ojos 
Los OJOS son particularmente susceptibles de lesiones enforma permanente, razón por la cual se 
recomienda seguir atentamente las instrucciones de las guías de laboratorio y proveerse, en caso necesario, 
de gafas protectoras. 
Cuando caliente un tubo de ensayo, debe hacerlo por las paredes del mismo y no por el fondo, para evitar 
proyecciones, sin apuntar hacia su rostro ni hacia sus vecinos. Evite mirar por la boca de los tubos de ensayo, 
matraces o cualquier otro recipiente, si en ellos se está efectuando una reacción química. 
2- Cortes y quemaduras 
La mayoría de las heridas que se producen en laboratorio, son cortes y quemaduras que pueden evitarse 
siguiendo un escaso número de reglas: 
a) Nunca debe introducirse un tubo de vidrio en un tapón de goma sin haber previamente humedecido a 
ambos. Al introducir el tubo en el tapón, debe hacerlo con movimiento giratorio, manteniendo en lo posible 
casi juntas las manos con el fin de disminuir el efecto de palanca y evitar así la rotura del tubo:- para sacarlo, 
debe operarse de la misma manera. 
b) Cuando corte un tubo o una varilla de vidrio, se debe eliminar a la llama todos los bordes agudos. 
c) Cuando un tapón de vidrio está adherido a un frasco, debe golpearse el cuello de éste suavemente con un 
trozo de madera. 
d) No tome nunca el material de vidrio caliente, espere un tiempo prudencial para que se enfríe. En caso 
necesario utilice las pinzas de madera destinadas a este fin. 
e) No emplee material de vidrio roto o rajado, ya que puede fracasar la experiencia o producir heridas. 
f) Para evitar la rotura del material de vidrio, observe la precaución de colocarlo en un lugar limpio, y si se 
trata de material caliente, colóquelo sobre una tela metálica con amianto o sobre un bizcocho de corcho. 
g) No caliente nunca material de vidrio cuyas paredes no tengan un espesor uniforme, ya que se rompen con 
facilidad. 
EL MATERIAL VOLUMÉTRICO COMO SER PROBETAS, PIPETAS, ETC., NO DEBEN CALENTARSE 
NUNCA. 
Cuando se trate de calentar vasos de precipitado, matraces, balones, interponga entre el mechero y éstos 
una tela metálica con material refractario (antes se usaba amianto). Si calienta tubos de ensayo, flaméelos; 
primero a la llama de manera que el calentamiento sea lo más uniforme posible, teniendo en cuenta que en 
ningún caso se debe sostener el tubo con la mano, sino con una pinza de madera. 
h) Al diluir reactivos puede ocurrir que se produzcan desprendimientos de vapores como en el caso del ácido 
sulfúrico, razón por la cual debe agregarse el reactivo al agua, lentamente, agitando con una varilla, y 
en lo posible enfriando por fuera el recipiente en el cual se lleva a cabo la dilución … ¡ ¡ ¡ NUNCA 
OPERE A LA INVERSA !:!. 
3. Intoxicaciones por inhalación o contacto con reactivos Químicos 
La mayor parte de los productos químicos con los que se trabaja son más o menos tóxicos, razón por la 
cual deben observarse las siguientes normas 
a) NO PRUEBE JAMAS NINGUN REACTIVO, a menos que específicamente se aconseje hacerlo en la guía 
de laboratorio. 
b) NO RESPIRE VAPORES TÓXICOS y trabaje en una cámara o campana para gases. 
c) Cuando se aconseje comprobar el olor de una sustancia después de destapar el recipiente que la contiene, 
colóquela a cierta distancia de su nariz y con la mano arrastre sus vapores. 
d) Un posible riesgo de intoxicación, es la contaminación por medio de las manos, ya que algunas sustancias 
tóxicas se absorben rápidamente a través de la piel (por ejemplo: benceno). Si ha expuesto sus manos al 
contacto de sustancias peligrosas, debe lavarlas, restregándolas cuidadosamente. 
 
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4. Accidentes provocados por el uso inadecuado de reactivos 
No deben realizarse experimentos no autorizados y cuando sea necesario alterar o añadir algo nuevo al 
material signado, debe consultarse primero al profesor y obtener su permiso para hacerlo. Si se utilizan reactivos 
químicos, es preciso comprobar dos veces lo escrito en la etiqueta a fin de asegurarse que no se emplea un 
producto por otro. Si comete un error en la mezcla de reactivos puede provocar graves explosiones o 
desprendimiento de sustancias tóxicas. 
En el laboratorio, mientras se trabaja, NO SE DEBE FUMAR. 
NOTA: Las reglas enunciadas anteriormente, tienen por fin proteger la integridad física de la persona que realiza 
las experiencias. 
PARTE C: Normas a seguir en el Laboratorio 
 1. Ubicación de los elementos de seguridad 
Como parte del reconocimiento del lugar de trabajo, el alumno debe conocer: 
I. La ubicación de los elementos de seguridad, tal como extinguidores de incendios, mantas térmicas, 
lavaojos y botiquín. 
II. Salida de emergencias. 
III. Rutas o vías de escape. 
 2. Para el normal desarrollo de un trabajo de laboratorio, debe tenerse en cuenta: 
I. UTILICE GUARDAPOLVO DELANTAL O ALGUNA PRENDA ADECUADA COMO ELEMENTO DE 
PROTECCIÓN 
II. Mantenga un estricto orden en todo el material que se le asigne, haciendo lo propio con sus objetos 
personales. A tal fin, tenga presente lo siguiente: 
a) Las prendas personales y los libros NO deben colocarse sobre las mesas de laboratorio. Ello quita espacio 
para trabajar adecuadamente, y corre el peligro de estropearse con los reactivos que pudieran caer sobre 
los mismos. 
b) Sólo deben estar sobre la mesa los materiales y aparatos que se están usando. 
c) Los frascos almacenes no deben llevarse a la mesa de trabajo. Cuando se necesiten los reactivos 
contenidos en ellos, se vierte la cantidad necesaria en un recipiente adecuado, luego de dicha operación 
se colocan inmediatamente en su lugar de origen. 
d) Cuando haya empleado material que no sea necesario para las etapas siguientes de la experiencia, 
proceda al lavado del mismo. 
III. No impurifique los reactivos. Cuando haya sacado un exceso de éstos, NO debe devolverlos al frasco 
almacén, arrójelos a la pileta, dejando el grifo de agua abierto para que escurra. 
IV. No desperdicie los reactivos. Saque de los frascos almacén sólo las cantidades que requiera cada 
experiencia. 
V. Mantenga una estricta limpieza, tanto en su mesa de trabajo como en el material que utilice. 
VI. Utilice adecuadamente el material gravimétrico (balanzas) y volumétrico (probetas, pipetas, buretas). NO 
ponga los reactivos directamente sobre los platillos de la balanza sino sobre vidrios de reloj. NO cargue 
una bureta con hidróxidos de metales alcalinos. 
VII. Los mecheros deben apagarse inmediatamente después de realizar la experiencia, o reducir la llama al 
mínimo si fuera necesario para una posterior operación manteniendo la llama de color amarillo para que la 
misma sea bastante visible y evitar quemaduras por distracciones. 
VIII. Al limpiar el material, NO ARROJE CUERPOS SÓLIDOS EN LAS PILETAS, a menos que estén 
pulverizados y sean fácilmente arrastrables. Los ácidos u otros reactivos, corroen las cañerías, por lo que 
antes de verterse conviene diluirlos y además dejar el grifo de agua abierto hasta que se tenga la seguridad 
que todo el material vertido en la pileta, haya sido arrastrado. 
IX. Al concluir la sesión de laboratorio, la mesa y el material empleados deben quedar perfectamente limpios 
y ordenados, los picos de agua y gas cerrados. 
X. Por ningún motivo deben dejarse los disolventes inflamables y/o volátiles cerca de un mechero encendido. 
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3. Primeros Auxilios (En todos los casos acudir al médico) 
Quemaduras 
A) Piel 
Causa Procedimiento 
Ácidos 
-Lavar inmediatamente con agua fría durante 15 minutos. 
-Neutralizar con solución saturada de NaHCO3. 
-Lavar nuevamente con agua. 
-En caso de ser H2SO4 antes del procedimiento descrito eliminar la mayor parte del 
ácido con un papel absorbente. 
-En caso de ser ácido fénico (fenol) lavar con agua y jabón hasta desaparición del 
olor. No aplicar cremas durante 24 horas. 
Álcalis 
-Lavar con mucha agua fría durante 5 minutos. 
-Neutralizar con apósitos embebidosen solución de NH4Cl al 5% o ácido acético al 
1% durante 5 - 30 minutos. 
-Lavar nuevamente con agua. 
Calor seco 
-Colocar la parte afectada bajo un chorro de agua fría. 
-Lavar con solución de NaHCO3 al 1%. 
-Si la piel continua enrojecida aplicar algún producto farmacéutico. 
Bromo 
-Lavar la parte afectada con éter de petróleo. 
-Frotar la piel con glicerina. 
-Después de un tiempo quitar la glicerina superficial y aplicar una crema farmacéutica. 
Sodio o 
Potasio 
-Retirar, si han quedados, trozos remanentes de Na o K. 
-Lavar la zona afectada con mucha agua, durante 10 minutos. 
-Lavar con solución de ácido acético al 1%. 
Fósforo 
-Lavar con agua fría durante 15 minutos. 
-Aplicar apósitos embebidos en solución de CuSO4 al 1 - 2%. 
-No cubrir la zona afectada con cuerpos grasos y acudir al médico. 
 
 
B) Ojos 
Causa Procedimiento 
Ácidos 
-Lavar con mucha agua durante 15 minutos. 
-Lavar con solución de NaHCO3 al 1%. 
Álcalis 
-Lavar con mucha agua durante 15-30 minutos. 
-Lavar con solución de ácido bórico al 1%. 
Bromo -Proceder igual a lo descrito para ácidos. 
 
 
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Venenos 
 
A) En contacto con la boca pero que no han sido tragados. 
Causa Procedimiento 
Ácidos 
-Escupir y hacer buches con agua muchas veces. 
-Realizar buches con solución de NaHCO3 al 5-10%. 
Álcalis 
-Escupir y hacer muchos buches con agua fría. 
-Realizar buches con solución de ácido acético al 5/1000. 
 
 
B) Ingeridos 
Causa Procedimiento 
Ácidos 
-Beber abundante agua corriente. 
-Ingerir de a sorbos una solución de Mg(OH)2 al 10% (la cantidad dependerá 
de cuanto se haya tragado). 
-Se puede ingerir leche pero no eméticos (vomitivos). 
-En caso de ser ácido fénico ingerir NaHCO3 y leche. 
Álcalis 
-Beber mucha agua. 
-Beber solución de ácido acético al 1% o jugos cítricos. 
-Se puede ingerir leche pero no eméticos. 
Sales de 
metales pesados 
-Dar leche o clara de huevo. 
Compuestos 
de arsénico o 
mercurio 
-Dar inmediatamente un emético (una cucharada de sal o sulfato de zinc en 
agua tibia) 
 
 
Cortes 
─ Limpiar la herida con desinfectante. 
─ Detener el sangrado y aplicar una curita. 
─ En caso de hemorragia arterial (sangre muy roja y a intervalos regulares) aplicar presión (torniquete) por 
encima de la herida y no más de 5 minutos. 
─ En caso de hemorragia venosa, acostar al herido y elevar el miembro sangrante por encima del nivel del 
corazón. No comprimir la herida. 
 
Gases 
─ Llevar a la víctima al aire libre y aflojar la ropa alrededor del cuello. 
─ Si aspiró cloro o bromo inhalar vapores de amoníaco o hacer gárgaras con solución de bicarbonato de 
sodio. Chupar pastillas de eucalipto. 
─ Si es necesario recurrir a la respiración artificial. 
 
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LABORATORIO N°1: METODOS DE SEPARACION DE SISTEMAS HETEROGENEOS 
 
1. OBJETIVOS 
• Separar las fases de una mezcla heterogénea, aplicando método de disolución y filtración. 
• Adquirir experiencia en el laboratorio fisicoquímico 
• Diferenciar e identificar distintos materiales de laboratorio. 
 
2. INTRODUCCION TEORICA 
Se llama sistema material a toda porción del Universo que se aísla real o imaginariamente para su 
estudio. 
Los sistemas se clasifican en dos grandes grupos: 
Sistemas homogéneos 
Son aquellos que presentan las mismas propiedades intensivas en todos los puntos de su masa. Ejemplo: 
Cuando una cucharada de azúcar se disuelve en agua, se obtiene un sistema o mezcla homogénea, es decir, 
la composición de la mezcla es la misma en toda la disolución. Sus componentes se pueden recuperar 
empleando métodos de fraccionamiento. 
Sistemas heterogéneos 
Son aquellos que en distintos puntos de su masa posee diferentes propiedades intensivas, debido a que 
está formado por dos o más porciones homogéneas, cada una de las cuales se denomina fase. 
Fase: cada parte de un sistema heterogéneo en el que sus propiedades son constantes. 
Por ejemplo si se juntan arena y virutas de hierro se obtiene un sistema o mezcla heterogénea debido a 
que su composición no es uniforme distinguiéndose los componentes en la mezcla. Sus componentes se 
pueden recuperar por métodos de separación. 
 
Métodos de separación 
En la naturaleza los sistemas homogéneos suelen formar parte de los sistemas heterogéneos cuyas fases 
en muchos casos es necesario separar. Para ello se usan diversos métodos cuyas características depende 
del estado físico que presenten las fases. Alguno de ellos se describe brevemente a continuación: 
 
TAMIZACION: Este método de separación se emplea cuando el sistema heterogéneo está formado por fases 
solidas cuyas partículas son de diferentes tamaños. Ej: separar diferentes tamaños de harina de trigo en el 
proceso de refinación de la harina. 
LEVIGACION: Este método de separación se emplea cuando el sistema heterogéneo está formado por fases 
solidas de diferente densidad. Por ejemplo en un mineral para separar la parte útil de la ganga, primero se 
pulveriza el mineral en bruto (parte útil + gangas), luego se coloca la mezcla en un recipiente y se le aplica una 
corriente de agua. La parte útil, por su mayor peso (mayor densidad) queda en el fondo del recipiente y la ganga 
que flota es arrastrada por el agua. Un ejemplo casero: Al preparar el arroz, colocamos un recipiente de arroz 
debajo de un chorro con agua, revolvemos con la mano. Se nota que el agua arrastra una sustancia blanca 
llamada almidón mientras que en el fondo quedan los granos limpios. 
FLOTACION: Este método de separación se emplea para separar sistema heterogéneo en reposo formado por 
solidos de diferente densidad. Consiste en pulverizar una mezcla sólida y tratarla con disolventes apropiados, 
basándose en una diferencia de densidad; de tal manera que las partículas más livianas y finas flotan en la 
superficie y las más pesadas y gruesas van al fondo 
FILTRACION: Permite separar una fase solida dispersa en un medio líquido. Como medio filtrante suele usarse 
papel de filtro en el laboratorio, también puede usarse carbón en polvo, algodón entre otros. La filtración puede 
ser gravitatoria o al vacío, para acelerar la misma. 
DECANTACION: Este método de separación se emplea para separar sistema heterogéneo formado por líquidos 
no miscibles de diferente densidad 
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CENTRIFUGACION: Se emplea para acelerar el proceso de decantación de solidos muy finos de difícil 
sedimentación, sometiendo el sistema a una rotación acelerado que eleva la fuerza gravitatoria provocando la 
sedimentación del sólido. 
DISOLUCIÓN: La disolución se utiliza para separar sustancias sólidas o sólidas y líquidas. Se emplea cuando 
hay alguna sustancia soluble en disolventes, como agua, en la mezcla. Después del método de disolución, la 
mezcla debe pasar por otro método de separación como filtración. 
Métodos de fraccionamiento: 
DESTILACIÓN SIMPLE: Este método separa los componentes de una solución homogénea, formada por dos 
líquidos miscibles. El proceso se efectúa en dos etapas: en la primera, la mezcla se calienta, el líquido que tiene 
el menor punto de ebullición se evapora, en la segunda etapa los vapores se condensan. 
CRISTALIZACIÓN: Este método se utiliza para purificar (eliminar contaminantes) una sustancia sólida. Para ello, 
se disuelve el sólido en un solvente caliente en el cual los contaminantes no sean solubles; luego se filtra en 
caliente para eliminar las impurezas y después se deja enfriar el líquido lentamente hasta que se formen los 
cristales. 
En el laboratorio, se realizará la separación de uno de los componentes de un sistema heterogéneo sólido ” 
bloques de sal”, que se comercializan en las forrajeras, destinadas a la alimentación animal como complemento 
y corrector alimenticio para mejorar la salubridad, la fecundidad, la reproducción, la carne y la piel delos animales 
en general. 
La sal cloruro de sodio (NaCl) se obtiene de depósitos que yacen en cuencas endorreicas donde se han 
acumulado sedimentos evaporativos o sales en concentraciones de importancia económica. A estos depósitos 
se los denominan salinas, en la estación seca las aguas se evaporan precipitando sal en forma de costra 
superficial sobre el lecho de la laguna, esto permite la recolección denominada cosecha que se realiza 
manualmente o con máquinas, se pueden obtener montículos de sal raspada o bloques de sal con diferentes 
impurezas como arena, tierra, restos biológicos. La purificación posterior se hace, según la industria a la que se 
destine esta sal. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
Procedimiento para la disolución y filtración del sistema heterogéneo 
 
1. Pesar en la balanza, sobre un papel de aluminio 7,5 gramos de los bloques de sal triturada. 
2. Trasvasar a un mortero, Manteniendo el mortero en su lugar con una mano, con la otra mano tomar el pilón 
para machacar o golpear los trozos de la sal contra el mortero de forma que estos se muelan contra su 
fondo y lados, hasta obtener un tamaño homogéneo. 
3. En un el vaso de precipitado colocar la sal molida, agregar 100mL de agua corriente medida con una 
probeta, mezcle con una varilla de vidrio, hasta disolver los cristales de sal 
4. Clasifique el tipo de sistema obtenido, señale número de fases y componentes (mencione los 
componentes). 
5. Arme un dispositivo para filtrar según las indicaciones del docente. Tomando atención al ajuste del aro que 
sostendrá el embudo, el plegado del papel de filtro y su disposición dentro del embudo. 
 
4. CUESTIONARIO 
 
1. Clasifique el sistema material (muestra de sal) mencione número de fases y componentes que puede 
observar. 
2. ¿Qué métodos de separación empleó en esta experiencia? 
3. Para obtener el cloruro de sodio sólido ¿podría emplear algún método de separación? Explique qué haría. 
4. Nombre un (1) sistema heterogéneo de la vida diaria que puedan separarse por filtración. 
 
NOTA: Bibliografía de referencia: Biasoli Weitz Chandias disponible en aula virtual de la catedra. 
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INFORME DE LABORATORIO N° 1 
 
Fecha de realización:…………………………….Comisión de Laboratorio N°:…………………………….. 
Docentes:……………………………………………………………………………………………………………… 
Integrantes del Grupo:………………………………………………………………………………………………. 
 
1. Indique las partes del dispositivo armado para la filtración y las observaciones del grupo de trabajo 
 
OBS.………………………………………………………………………………………………………… 
Respuestas del CUESTIONARIO 
1-Clasifique el sistema material (muestra de sal) mencione número de fases y componentes que puede observar. 
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………… 
 
2- ¿Qué métodos de separación empleó en esta experiencia? 
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………… 
3-Para obtener el cloruro de sodio sólido ¿podría emplear algún método de separación? Explique qué haría. 
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………… 
4- Nombre un (1) sistema heterogéneo de la vida diaria que puedan separarse por filtración. 
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………… 
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LABORATORIO N° 2 SOLUCIONES 
 
1. OBJETIVOS 
 
• Preparar soluciones de concentración conocida a partir de solutos sólido y liquido 
 
2. INTRODUCCIÓN TEÓRICA 
 
PARTE A: Soluciones 
A1. Definiciones 
Una solución consiste en una mezcla homogénea resultante de la dispersión a nivel atómico o molecular 
de una o más sustancias llamadas soluto en el seno de otra sustancia llamada solvente. 
En general, el solvente es el componente de la solución presente en mayor cantidad, mientras que el soluto 
es el que se encuentra en menor proporción. Sin embargo, si se quiere enfatizar el papel de una de las 
sustancias como aquella en la que están “disueltas” las otras, se puede identificar esa sustancia como el 
solvente. En condiciones normales el solvente determina el estado de agregación de la solución. 
Una solución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación), o líquida (como el agua de 
mar por ejemplo). Cuando el solvente es agua, se denominan soluciones acuosas. En la siguiente tabla se 
muestran ejemplos de los tipos de soluciones. 
 
Soluto Solvente Estado de la solución 
resultante 
Ejemplos 
Gas Gas Gas Aire 
Gas Líquido Líquido Agua gaseosa (CO2 en agua) 
Gas Sólido Sólido H2 gaseoso en paladio 
Líquido Líquido Líquido Etanol en agua 
Sólido Líquido Líquido NaCl en agua 
Sólido Sólido Sólido Soldadura (Sn/Pb) 
 
Observación importante: Para que un sistema pueda ser calificado como solución, debe ser ópticamente 
vacío (no debe presentar efecto Tyndall ni movimiento Browniano), aún al ultramicroscopio. 
Todos los solutos en solución pueden clasificarse en electrolitos y no electrolitos. 
Un electrolito es una sustancia que cuando se disuelve en agua, forma una solución que conduce la 
corriente eléctrica. Un no electrolito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua. 
Son ejemplos de electrolitos los compuestos iónicos como NaCl, KCl, KNO3, Na2SO4, entre otros. 
Son ejemplos de no electrolitos la lactosa (C12H22O11), la glicerina (C3H8O3), la sacarosa (C12H22O11), la 
glucosa (C6H12O6), entre otras. 
A2. Concentración de las soluciones 
La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solución 
o de solvente. 
Las distintas formas de expresar la concentración de una solución (disolución) son: 
i. Molaridad (M): es el número de moles de soluto disuelto en un litro de solución. 
ii. Molalidad (m): es el número de moles de soluto disueltos en 1000 g de solvente. 
iii. Fracción Molar (x): es el número de moles de soluto disuelto por cada mol de disolución. 
iv. Porcentaje en Masa (% m/m): es la masa de soluto disuelto por 100 unidades de masa de disolución. 
La relación es válida independiente de la unidad de masa que se utilice. 
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16 
 
v. Porcentaje en Volumen (% v/v): es el volumen de soluto disuelto por 100 unidades de volumen de 
disolución. La relación es válida independientemente de la unidad de volumen que se utilice. 
vi. Porcentaje Masa en Volumen (% m/v): es la masa de soluto disuelto por 100 unidades de volumen de 
disolución. Generalmente se usan como unidades de masa, el gramo y de volumen, el mL, o sea que se 
expresan en g/mL. 
A3. Solubilidad 
La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente a una 
temperatura dada. Por lo general se expresa en g de soluto por 100 g de solvente. 
La capacidad de una determinada cantidad de solvente líquido para disolver un soluto no es ilimitada. Si se 
añade soluto a un volumen dado de solvente se llega a un punto a partir del cual la solución no admite más 
soluto (un exceso de soluto se depositaria en el fondo del recipiente). Se dice entonces que dicha solución 
está saturada. La solubilidad de una sustancia respecto de un solvente determinado es la concentración que 
corresponde al estado de saturación a una temperatura dada. 
Cuando la solución tiene menos cantidad de soluto que la que le permite su capacidad para disolver a la 
temperaturaa la que se encuentra, se tiene una solución insaturada a dicha temperatura. 
Muchas sustancias pueden formar soluciones sobresaturadas, soluciones que contienen más soluto que el 
presente en las disoluciones saturadas. Se puede preparar una solución sobresaturada por enfriamiento de 
una solución saturada. Si el proceso se lleva a cabo en forma lenta y cuidadosa, no cristalizará el exceso de 
soluto al disminuir la temperatura. Sin embargo, las soluciones sobresaturadas son inestables. Una vez 
preparada la solución sobre saturada, la adición de una pequeña cantidad de soluto provocará la cristalización 
inmediata del exceso de soluto. 
T (°C)
g soluto/
100 g de 
agua
Solución 
sobresaturada
Solución 
insaturada
Solución 
saturada
 
 
Las soluciones también pueden clasificarse según la cantidad de soluto disuelta en soluciones diluidas y 
soluciones concentradas. Cuando en una disolución hay muy poco soluto, la disolución es diluida. Cuando 
la proporción de soluto es considerable se dice que es concentrada. Si ya hemos alcanzado la máxima 
cantidad de soluto que se puede disolver, la disolución está saturada. Advirtamos que, en algunos casos, una 
disolución puede ser a la vez diluida y saturada, cuando el soluto es realmente poco soluble. 
T (°C)
g soluto/
100 g de 
agua
soluciones 
diluídas
soluciones 
concentradas
 
La concentración de una solución saturada (solubilidad) depende de factores como: 
a) Naturaleza del soluto y del solvente. “Lo similar disuelve a lo similar”. Cuando un soluto se disuelve, las 
atracciones soluto –soluto son reemplazadas por las atracciones soluto solvente y la disolución puede 
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17 
 
ocurrir si las interacciones nuevas son similares a las originales. Por ejemplo, cuando las principales fuerzas 
cohesivas en un soluto son los enlaces puente hidrogeno, es más probable que el soluto se disuelva en un 
solvente unido por hidrogeno que en otros solventes. Las moléculas pueden deslizarse gradualmente en 
solución sólo si pueden reemplazar sus enlaces de hidrógeno soluto – soluto con enlaces puente hidrogeno 
soluto – solvente. 
Si las principales fuerzas cohesivas entre moléculas de soluto son fuerzas de London, el mejor solvente será 
aquel que presente esas fuerzas. 
Por ejemplo, el I2 presenta enlaces intermoleculares de London por lo que presenta una alta solubilidad en 
solventes no polares como el CCl4 y una solubilidad baja en solventes como el H2O. 
b) Presión. Esta variable es importante para el caso de los solutos gaseosos, debido a que la solubilidad 
aumenta al incrementar la presión parcial del gas que se encuentra sobre la solución. Esta relación viene 
dada por la Ley de Henry. 
c) Temperatura. En la mayoría, pero no en todos los casos, la solubilidad de una sustancia sólida aumenta 
con la temperatura. En cambio, por el contrario, la mayoría de los gases se vuelven menos solubles a 
medida que la temperatura se eleva. La representación gráfica de esta relación se realiza mediante una 
curva de solubilidad. 
T (°C)
g soluto/
100 g de 
agua
gas
sólido
 
 
Una curva de solubilidad permite determinar: 
▪ La cantidad de soluto necesaria para preparar una solución saturada, insaturada o sobresaturada en un 
volumen especifico de solvente a una temperatura dada. 
▪ Si es posible preparar una determinada masa de solución con una cantidad de soluto y solvente establecida 
a temperatura específica. 
A3. Métodos de preparación de las soluciones 
A continuación, se detallan los pasos para preparar soluciones de diferente concentración, según se trate de 
un soluto sólido o líquido. 
Para el caso de soluciones molares, normales, % m/v, los pasos que se siguen para su preparación 
son: 
a) Solución Sólido - Líquido 
3. A partir de los datos del volumen y la concentración de la solución a preparar, calcule la cantidad de soluto 
que necesita. Tenga bien en cuenta la pureza del soluto que dispone. 
4. Pulverice en un mortero de vidrio o porcelana pequeñas cantidades de soluto, hasta completar 
aproximadamente la masa de soluto calculada. 
5. Pese con la mayor precisión posible, en una balanza de precisión, el soluto pulverizado en la cantidad 
calculada. Coloque el soluto para su pesada en un vidrio de reloj. 
6. Trasvase el sólido pesado a un vaso de precipitado y disuélvalo, en una cantidad de solvente menor al del 
volumen final de la solución. Si es necesario caliente el sistema para su total disolución. Una vez lograda 
la disolución deje enfriar hasta temperatura ambiente. 
7. Trasvase luego, con la ayuda de un embudo adecuado y una varilla de vidrio, a un matraz aforado del 
volumen deseado. 
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18 
 
8. Enjuague dos o tres veces con el solvente (empleando una piseta), el vaso, la varilla y el embudo utilizados, 
agregando el líquido de enjuague al matraz. 
9. Agregue el solvente hasta completar el volumen final de la solución (indicado por el aforo del matraz). 
Realice el ajuste final de la solución con la ayuda de una piseta, una pipeta o una bureta. 
10. Homogenice la solución y rotule. 
 
b) Solución Líquido - Líquido 
1. Coloque una porción de solvente en un recipiente adecuado (vaso de precipitado). 
2. Agréguele gota a gota y agitando, la cantidad de soluto calculada teóricamente. Refrigere en caso que sea 
necesario (cuando la disolución del soluto en el solvente es exotérmica). 
3. Trasvase luego el sistema a un matraz del volumen deseado para la solución con la ayuda de un embudo 
y una varilla. 
4. Lleve a volumen, como se indica para la preparación de la solución sólido - líquido. 
 
Para el caso de soluciones molales y % m/m, los pasos que se siguen para su preparación son: 
c) Solución Sólido - Líquido 
1. Calcule la cantidad de solvente necesaria para la solución con la concentración deseada. Para realizar los 
cálculos, debe conocer la densidad del solvente y/o de la solución a preparar. 
2. Si el solvente es agua, enrase una bureta de 50 mL con solvente, o aquella de un volumen que contenga 
a la cantidad de solvente calculada. Puede usar probeta, si fuera necesario. 
3. Lleve a cabo los pasos 1, 2 y 3 que se indicaron anteriormente, para soluciones molares, normales y % 
m/v [apartado (a)]. 
4. En un erlenmeyer de 250 mL, coloque desde la bureta unos 10 mL del solvente. 
5. Trasvase el soluto medido al erlenmeyer y disuélvalo con la ayuda de una varilla de vidrio; en caso que 
sea necesario, agregue más solvente, siempre en una cantidad menor a la calculada. 
6. Una vez lograda la disolución del soluto, adicione la cantidad de solvente restante. 
7. Trasvase la solución a un recipiente adecuado y rotule. 
 
d) Solución Líquido - Líquido 
1. Calcule los volúmenes de soluto y solvente necesarios para la preparación de la solución. Para ello debe 
conocer las densidades del soluto y solvente. 
2. Llene una bureta de volumen adecuado con el solvente. 
3. Llene otra bureta de volumen adecuado con el soluto. 
4. En un erlenmeyer de 250 mL, agregue 10 mL del solvente. 
5. Luego adicione, desde la bureta correspondiente, la cantidad de soluto calculada. Refrigere y agite la 
solución, en caso que sea necesario. 
6. Continúe el agregado del solvente hasta completar la cantidad calculada del mismo. Homogenice la 
solución con la ayuda de una varilla de vidrio. 
7. Trasvase a un recipiente adecuado y rotule. 
NOTA: En todos los casos se deben almacenar las soluciones, una vez preparadas, en frascos adecuados. 
Cuando la solución pueda ser afectada por las radiaciones luminosas, se la coloca en frascos color caramelo 
u otros en que se impida que ellas la afecten. 
Toda solución debe rotularse, indicando soluto, solvente, concentración, la comisión que la preparó y la 
fecha de preparación 
 
 
 
 
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3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
 ATENCIÓN: A estelaboratorio debe asistir con los cálculos realizados para preparar las soluciones, 
caso contrario no podrá realizar el laboratorio 
 
 
A. Preparación de soluciones 
A.1. Preparación de una solución de % m/m conocida a partir de un soluto sólido 
1. Realice los cálculos necesarios para preparar 20 g de solución acuosa de azúcar (C12H22O11), al 7,5 % 
m/m. 
2. Pese en la balanza granataria, sobre papel metalizado, la masa de azúcar calculada. 
3. Trasvase el sólido a un erlenmeyer de 50 mL. 
4. Agregue la cantidad de agua necesaria. Trabaje en lo posible sobre la granataria. 
 
A.2. Preparación de una solución de molaridad conocida a partir de un soluto líquido 
1. Realice los cálculos necesarios para preparar 100 mL de solución de etanol al 0,5 M a partir de una solución 
de etanol al 96% v/v. (Dato: densidad de etanol (20°C) = 0,797 g/mL) 
2. Coloque una porción de agua en un recipiente adecuado (vaso de precipitado). 
3. Agréguele gota a gota y agitando, la cantidad de etanol calculada teóricamente. 
4. Trasvase luego el sistema a un matraz de 100 mL con la ayuda de un embudo y una varilla. 
5. Lleve a volumen, como se indica para la preparación de la solución sólido - líquido. 
 
A.3. Preparación de una solución de molaridad conocida a partir de un soluto solido 
1. Realice los cálculos necesarios para preparar 100 mL de solución de etanol al 0,5 M de NaCl 
2. Pese en una balanza granataria la cantidad de sal calculada 
3. Coloque una porción de agua en un recipiente adecuado (vaso de precipitado). 
4. Agréguele la cantidad de sal pesada teóricamente, disuelva con una varilla de vidrio 
5. Trasvase luego el sistema a un matraz de 100 mL con la ayuda de un embudo y una varilla. 
6. Lleve a volumen, como se indica para la preparación de la solución sólido - líquido. 
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20 
 
INFORME DE LABORATORIO N° 2 
 
Fecha de realización:…………………………….Comisión de Laboratorio N°:…………………………….. 
Docentes:……………………………………………………………………………………………………………… 
Integrantes del Grupo:………………………………………………………………………………………………. 
 
Preparación de soluciones 
A. 1 Preparación de una solución de % m/m conocida a partir de un soluto sólido 
Esquema operativo (esquema de los pasos realizados en e laboratorio, usando gráficos o cuadros) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculos 
 
 
 
 
 
 
 
A.2. Preparación de una solución de molaridad conocida a partir de un soluto líquido 
Esquema operativo (esquema de los pasos realizados en e laboratorio, usando gráficos o cuadros ) 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculos 
 
 
 
 
 
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A.3. Preparación de una solución de molaridad conocida a partir de un soluto solido 
Esquema operativo (esquema de los pasos realizados en e laboratorio, usando gráficos o cuadros ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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LABORATORIO Nº 3 EQUILIBRIO IÓNICO: 
 ÁCIDOS Y BASES pH 
 
1. OBJETIVOS 
• Determinar experimentalmente el pH de diferentes soluciones. 
• Aplicar diferentes técnicas en la determinación de pH en soluciones. 
 
2. INTRODUCCIÓN TEÓRICA 
ELECTROLITO: es una sustancia que cuando se disuelve en un disolvente (por lo común agua), produce una 
solución que conduce la corriente eléctrica. Esta propiedad se explica considerando que el electrolito se disocia 
en iones. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales. 
Se los puede clasificar en electrolitos fuertes (son los que se disocian completamente) y débiles (son los 
que se disocian parcialmente). Todas las sales son electrolitos fuertes: lo que se disuelve está completamente 
disociado. 
IÓN: es un átomo o grupo de átomos que poseen carga eléctrica. Si la carga del ión es: 
● positiva recibe el nombre de catión; 
● negativa recibe el nombre de anión.- 
 
ÁCIDOS Y BASES 
1) Propiedades Generales 
 
Ácidos: -Tienen sabor agrio. Ejemplo: el sabor del vinagre se debe al ácido acético, y la acidez de los frutos 
cítricos, al ácido cítrico. Producen cambios de color en los pigmentos vegetales. Ejemplo: cambian el color del 
tornasol de azul a rojo. Reaccionan con ciertos metales como el cinc, magnesio y hierro para producir hidrógeno 
gaseoso. Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos (por ejemplo, Na2CO3, CaCO3, NaHCO3) para producir 
dióxido de carbono gaseoso. En solución acuosa conducen la electricidad. 
 
Bases: -Tienen sabor amargo. Se sienten jabonosas. Por ejemplo, los jabones que tienen bases, exhiben esta 
propiedad. Producen cambios de color en los pigmentos vegetales. Ejemplo: cambian el color del tornasol de 
rojo a azul. En solución acuosa conducen la electricidad. 
 
2) Definiciones 
 
SEGÚN: Ácido Base 
Arrhenius 
Son sustancias que producen iones 
hidrógeno, H+ en agua 
Son sustancias que producen iones hidroxilo, 
HO– (hidróxido o u oxhidrilo) en agua. 
Brφnsted Es capaz de donar iones hidrógeno H+ Es capaz de aceptar iones hidrógeno, H+ 
Lewis Acepta pares de electrones Cede pares de electrones 
 
 
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Los ácidos y las bases según Arrhenius, son compuestos que se disocian en solución acuosa producen iones 
hidrógeno (H+) en el caso de los ácidos; en el caso de las bases producen aniones oxhidrilos o hidroxilo (HO–). 
Ejemplos: 
HCl (ac)⎯→ H+(ac) + Cl-(ac) 
Na(OH) (ac) ⎯→ Na+(ac)+ HO-(ac) 
 
Según Brönsted: 
Ácido HCl (ac) + H2 O (l)⎯→ H3 O+ (ac) + Cl– (ac) 
Base NH3 (ac) + H2 O (l)⮀ NH4+ (ac) + HO– (ac) 
Según Lewis: 
Ácido: BF3+ F- ⎯→ BF4– 
Base: O 2- + H2O ⎯→ 2 HO – 
3) Fuerza de ácidos y bases 
Los ácidos y bases que en agua se disocian totalmente, se llaman ácidos y bases fuertes. 
Las ecuaciones químicas correspondientes a la disociación de ácidos y bases fuertes muestran la 
irreversibilidad de la misma, mediante la flecha en un solo sentido: 
Ejemplos de ácidos fuertes 
HCl (ac) + H2O (l) ⎯→ H3O + (ac) + Cl– (ac) 
HNO3 (ac) + H2O (l) ⎯→ H3O + (ac) + NO3– (ac) 
Ejemplos de bases fuertes 
Na(OH) (ac) ⎯→ Na+ (ac) + HO– (ac) 
Ba(OH)2 (ac) ⎯→ Ba2+ (ac) + 2 HO– (ac) 
Se llaman ácidos y bases débiles a aquellos que en solución acuosa presentan sólo algunas moléculas 
disociadas y el resto sin disociar. 
Las ecuaciones químicas correspondientes a la disociación de ácidos y bases débiles muestran el equilibrio 
(mediante la doble flecha) del ácido o base sin disociar y los iones resultantes de la disociación. 
Para el caso de un ácido débil: 
HÁ (ac) + H2O (l) ⮀ A– (ac)+ H3O+ (l) 
HNO2 (ac) + H2O (l) ⮀ NO2 – (ac) + H3O + (ac) 
Para el caso de una base débil: 
B(OH)n (ac) ⮀ B+ (ac) + n HO– (ac) 
Pb(OH) 2 (ac) ⮀ Pb+2 (ac) + 2 HO– (ac) 
Siendo sus respectivas constantes de equilibrio: 
𝐾𝑎 =
[𝐴–][𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐴]
𝐾𝑏 =
[𝐵+][𝐻𝑂–]
[𝐵(𝑂𝐻)𝑛]
 
 
Donde las concentraciones que figuran son las de equilibrio 
Una forma de saber si un ácido o una base es fuerte o no, es mediante los valores de las constantes de 
equilibrio: mientras más grande sea el valor de Ka (o Kb), el ácido (o la base) será más fuerte; es decir que será 
mayor la concentración de H+ (o de HO–) producidos por la ionización en el equilibrio. El Anexo1, contiene valores 
de Ka y Kb para diversas sustancias. 
 
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Otra forma de saber si un ácido o una base son fuertes o no, es mediante el grado de disociación α que 
se define como: 
∝ =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑜𝑠 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑢𝑒𝑙𝑡𝑜𝑠
 
 
4) Concentración del ión H3O+ 
El agua pura está escasamente disociada, proporcionando a la solución una pequeña concentración de 
iones H3O+ y HO-, que se han medido por varios métodos, determinándose el siguiente valor a 25º C: [H3O+] 
=[HO–] = 1,00 x 10–7 M 
La ecuación de autoionización del agua es la siguiente: 
 H2O(l) + H2O (l) ⮀ H3O+ (ac) + HO– (ac) 
Si las soluciones son diluidas, la concentración del agua no disociada puede considerarse constante y por 
ello, el producto iónico del agua es (a 25ºC:) 
 Kw = [H3O+] [HO–] = 10–14 
pH: con el objeto de medir, de modo más práctico, la acidez de una solución se define como: 
𝑝𝐻 = – 𝑙𝑜𝑔[𝐻+] = 𝑙𝑜𝑔
1
[𝐻+]
 
 
Se puede deducir que conociendo el valor de pH de la solución, se puede calcular la concentración molar 
de iones hidrógeno, o sea: [H+] = 10–pH 
Nota: con el solo fin de simplificar la escritura se representará el ion H3O+ como H+ El operador matemático p es 
el logaritmo decimal negativo. Una escala análoga pero referida a la concentración de HO–, puede obtenerse 
usando el logaritmo negativo de la concentración de este ión. Entonces se define el pOH como: 
𝑝𝑂𝐻 = – 𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻–] = 𝑙𝑜𝑔 
1
[𝑂𝐻–]
 
de donde [ OH– ] = 10−pOH 
Considerando la constante del producto iónico del agua, aplicando logaritmo miembro a miembro se llega 
a la relación: 
 pH + pOH = pKw ; pH + pOH = 14,00 (a 25°C) 
Si la solución que se considera tiene carácter: 
SOLUCIÓN [H+] ? [OH–] [H+] [OH–] pH 
Neutra = = 10–7 = 10–7 = 7 
Ácida > > 10–7 < 10–7 < 7 
Básico < < 10–7 > 10–7 > 7 
 
Conviene recordar que pH menor significa mayor concentración de iones hidrógeno. 
5) Par conjugado ácido – base 
El concepto de par conjugado ácido – base es una extensión de la definición de ácidos y bases de 
Brönsted; dicho par se puede definir como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido 
conjugado. La base conjugada de un ácido de Brönsted es la especie que queda cuando un ácido pierde un 
ion hidrógeno, y a la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un ion hidrógeno a una base de 
Brönsted. 
Todo ácido de Brönsted tiene una base conjugada y toda base de Brönsted tiene un ácido conjugado. Los 
componentes de un par conjugado se diferencian en un ión hidrógeno. 
Así, para el HCl: 
 HCl (ac) + H2O (l) ⎯→ Cl– (ac) + H3O+ (ac) 
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25 
 
 Ácido1 + Base2 → Base conjugada1 + Ácido conjugado2 
Los subíndices 1 y 2 identifican a los pares conjugados ácido - base. 
▪ Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada y viceversa; 
▪ Cuanto más fuerte es la base, más débil es el ácido conjugado y viceversa. 
La definición de Brönsted permite clasificar al amoníaco como base por su capacidad de aceptar un ion 
hidrógeno: 
NH3 (ac) + H2O (l) ⮀ NH4+(ac) + HO–(ac) 
 Base1 + Acido2 → Acido conjugado 1 + Base conjugada2 
6) Hidrólisis (hidro: agua, lisis: ruptura) 
La formación de una sal se puede considerar como producto de la reacción de un ácido con una base (para 
producir sal + agua). 
Así, las sales que en solución acuosa se disocian en iones pueden modificar el pH del agua como resultado 
de la reacción de uno o de los dos iones, que forman la sal, con el agua. Se usa para describir este tipo de 
reacciones el término Hidrólisis. 
Los bases conjugadas fuertes de los ácidos débiles (S= sulfuro; CO=3 carbonato; C2H3O2– acetato, entre otros) 
reaccionan con el agua formando iones HO-. 
Los ácidos conjugados fuertes de las bases débiles (NH4+, Al3+, Zn2+) reaccionan con el agua formando iones 
H+. 
Ejemplos: 
a) Sal proveniente de anión de ácido fuerte y catión de base débil 
 NH4Cl (ac) ⎯→ NH4+ (ac)+ Cl-(ac) ecuación de disociación 
El anión Cl– es la base conjugada débil del ácido fuerte HCl por lo tanto no hidroliza. 
El catión amonio NH4+, es el ácido conjugado fuerte de la base débil NH3 por lo tanto hidroliza: 
 NH4+(ac) + H2O(l) ⮀ NH3(ac) + H3O + (ac) ecuación de hidrólisis 
La solución resultante presentará carácter ácido, es decir su pH < 7 
b) Sal proveniente de anión de ácido débil y catión de base fuerte: 
NaNO2 (ac) ⎯→Na+ (ac)+ NO2- (ac) ecuación de disociación 
El catión Na+ es el ácido conjugado débil de la base fuerte NaOH, por lo tanto no hidroliza. 
El anión NO2– es la base conjugada fuerte del ácido débil HNO2, por lo tanto hidroliza: 
NO2 – (ac) + H2 O (l) ⮀HNO2 (ac) + HO – (ac) ecuación de hidrólisis 
La solución resultante tendrá carácter básico es decir su pH > 7 
c) Sal proveniente de anión de ácido débil y catión de base débil: 
NH4 Ac (ac) ⎯→ NH4 + (ac) + Ac– (ac) ecuación de disociación 
Siendo Ac– - el anión acetato que proviene del ácido acético que es un ácido orgánico débil. 
El catión NH4 + y el anión Ac –son respectivamente , el ácido conjugado fuerte de la base débil NH3 y la base 
conjugada fuerte del ácido débil HAc, por lo tanto ambos iones hidrolizan: 
NH4+(ac) + H2O(l) ⮀ NH3(ac) + H3O + (ac) ecuación de hidrólisis 
Ac – (ac) + H2 O (l) ⮀HAc (ac) +HO – (ac) ecuación de hidrólisis 
 La solución resultante será: 
▪ Neutra es decir pH = 7 si Ka = Kb 
▪ Ácida es decir pH < 7 si Ka> Kb 
▪ Básica es decir pH > 7 si Ka< Kb 
 
 
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d) Sal proveniente de ácido fuerte y base fuerte 
 Na Cl (ac) ⎯→ Na+ (ac) + Cl– (ac) 
Como los iones Na+ (ac) y Cl– (ac) provienen de electrolitos fuertes no experimentan ninguna reacción 
con el agua, por lo que no se altera el equilibrio ácido - base y la solución resultante será neutra, es decir su 
pH = 7. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
En este práctico va a utilizar un indicador universal que presenta diversos colores según el pH de la 
solución en la cual se introduce. Los cambios de color con respecto al pH figuran en la siguiente tabla: 
 
pH COLOR 
1 ROJO INTENSO 
2 ROJO PÁLIDO 
3 NARANJA ROJIZO 
4 ANARANJADO 
5 NARANJA AMARILLENTO 
6 AMARILLO 
7 VERDE PÁLIDO 
8 VERDE AZULADO 
9 AZUL PÁLIDO 
10 AZUL 
11 AZUL INTENSO 
12 AZUL VIOLÁCEO 
 
A.- Estimar el pH de ácidos y bases, con indicador universal. 
A.1.- Enumere consecutivamente con fibra indeleble cuatro tubos de ensayo.- 
A.2.- En el primero de ellos, empleando una pipeta Pasteur coloque 2 mL de HCl 0,1 M y a continuación 
agregue en el mismo tubo 2 gotas de indicador universal. Agite el tubo de ensayo para homogeneizar el 
color. Empleando la tabla pH vs Color del indicador, complete la Tabla 1. 
A.3.- En los sucesivos tubos de ensayo, coloque 2 mL de las siguientes soluciones: 
 NaOH 0,1M - HAc (ácido acético) 0,1M y NH3 0,1M respectivamente. 
A.4.- Ordene las soluciones en la gradilla según valores de pH crecientes. Informe los resultados en la 
siguiente tabla. 
Tabla 1 
TUBO Nº SOLUCIÓN 
Indicador Universal 
pH calculado 
pH Color 
1 HCl 0,1 M. 
2 NaOH 0,1M 
3 HAc 0,1M 
4 NH3 0,1M 
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B.- Determinar el pH de soluciones salinas con cintas de pH. 
B.1.-Rotule cuatro tubos de ensayo limpios (enjuagados con agua destilada).- 
B.2.-En el primer tubo de ensayo coloque 5 mL de NaCl 0,1M y proceda de la siguiente manera: introduzca 
una varilla de vidrio limpia dentro del tubo de ensayo, moje con ella una cinta de pH. Observe, compare con 
la tabla de colores y registre el valor de pH medido en la Tabla 2. 
B.3.- Repita la experiencia B.2 con NH4Ac 0,1M - NaAc 0,1M y NH4Cl 0,1M. (La abreviatura Ac corresponde 
a anión acetato) 
B.4.- Calcule el pH de cada una de las soluciones salinas y complete la Tabla 2. 
Tabla 2 
TUBO Nº SOLUCIÓN pH medido pH calculado 
1 NaCl 0,1 M. 
2 NH4Ac 0,1M 
3 NaAc 0,1M 
4 NH4Cl 0,1M 
 
 
Cátedrade Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
28 
 
INFORME DE LABORATORIO N° 3 
 
Fecha de realización:…………………………….Comisión de Laboratorio N°:…………………………….. 
Docentes:……………………………………………………………………………………………………………… 
Integrantes del Grupo:………………………………………………………………………………………………. 
 
A.- Determine el pH de ácidos y bases, con indicador universal 
 
Tabla 1 
SOLUCIÓN 
Indicador Universal 
pH calculado 
pH Color 
HCl 0,1 M 
Na(OH) 0,1M 
HAc 0,1M 
NH3 0,1M 
 
A.1) Escriba las ecuaciones químicas que correspondan 
 
 
 
 
 
 
 
 
A.2) Cálculos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
29 
 
A.3) Justifique las diferencias entre los valores experimentales y el calculado, si corresponde. 
 
 
 
 
 
 
 
B.- Determinar el pH de soluciones salinas con cintas de pH 
Tabla 2 
SOLUCIÓN pH medido pH calculado 
NaCl 0,1 M 
NH4Ac 0,1M 
NaAc 0,1M 
NH4Cl 0,1M 
 
B.1) Escriba las ecuaciones químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
B.2) Cálculos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
30 
 
B.3) Justifique las diferencias entre los valores experimentales y el calculado, si corresponde. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
31 
 
ANEXO 1 
-CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ACIDOS (Ka) Y BASES (Kb) A 25 °C 
ÁCIDOS INORGÁNICOS Y ORGÁNICOS 
NOMBRE FÓRMULA Ka NOMBRE FÓRM
ULA 
Ka 
Arsénico H3AsO4 6,5 × 10–3 fosfórico H3PO4 7,5 × 10–3 
 H2AsO3– 1,1 × 10–7 H2PO4– 6,6 × 10–8 
 HAsO4–2 3,0 × 10–12 HPO4–2 1,0 × 10–12 
arsenioso H3AsO3 5,1× 10–10 fosforoso H3PO3 3,× 10–2 
bórico H3BO3 6,0 × 10–10 H2PO3– 1,6 × 10–7 
bromhídrico HBr Grande hipofosforoso H3PO2 1,23 × 10–2 
hipobromoso HBrO 2,2 × 10–9 pirofosfórico H4P2O7 1,2 × 10–1 
acético CH3COOH 1,8 × 10–5 H3P2O7– 7,9 × 10–2 
benzoico C6H5COOH 6,6 × 10–5 H2P2O7–2 2,0 × 10–7 
carbónico H2CO3 4,5 × 10–7 HP2O7–3 4,8 × 10–10 
 HCO3– 4,8 × 10–11 metasilísico H2SiO3 3,2 × 10–10 
cloroacético CH2ClCOOH 1,4 × 10–3 HSiO3– 1,5 × 10–12 
ciánico HNCO 3,3 × 10–4 sulfhídrico H2S 1,0 × 10–7 
dicloroacético CHCl2COOH 3,32 × 10–2 HS– 3,0 × 10–13 
fórmico HCOOH 1,77 × 10–4 sulfúrico H2SO4 Grande 
cianhídrico HCN 6,2 × 10–10 HSO4– 1,0 × 10–2 
oxálico H2C2O4 5,6 × 10–2 sulfuroso H2SO3 1,43 × 10–2 
 HC2O4– 6,2 × 10–5 HSO3– 5,0 × 10–8 
propiónico CH3CH2COOH 1,3 × 10–5 tiosulfúrico H2S2O3 2,0 × 10–2 
tiociánico HNCS Grande HS2O3– 3,2 × 10–3 
tricloroacético CCl3COOH 2 × 10–1 HIDRÓXIDOS ANFÓTEROS 
clorhídrico HCl Grande de aluminio Al(OH)3 4 × 10–13 
perclórico HClO4 Grande de antimonio (III) Sb(OH)3 1 × 10–11 
clórico HClO3 Grande de cromo (III) Cr(OH)3 9 × 10–17 
cloroso HClO2 1,1 × 10–2 de cobre (II) Cu(OH)2 1 × 10–19 
hipocloroso HClO 2,90 × 10–8 HCuO2– 7,0 × 10–14 
crómico H2CrO4 1,8 × 10–1 de plomo (II) Pb(OH)2 4,6 × 10–16 
 HCrO4– 3,2 × 10–7 de estaño (II) Sn(OH)2 3,8 × 10–15 
fluorhídrico HF 6,5 × 10–4 de estaño (IV) Sn(OH)4 1 × 10–32 
iodhídrico HI Grande de zinc Zn(OH)2 1,0 × 10–29 
periódico HIO4 5,6 × 10–2 CATIONES METÁLICOS 
iódico HIO3 1,6 × 10–1 ion aluminio Al 3+ 1,4 × 10–5 
hipoiodoso HIO 2,3 × 10–11 ion amonio NH4+ 5,7 × 10–10 
permangánico HMnO4 Grande ion bismuto (III) Bi3+ 1,0 × 10–2 
nítrico HNO3 Grande ion cromo (III) Cr3+ 1,0 × 10–4 
nitroso HNO2 7,2 × 10–4 ion cobre (II) Cu2+ 1,0 × 10–8 
peróxido de H H2O2 2,2 × 10–12 ion hierro (II) Fe2+ 1,2 × 10–6 
 ion hierro (III) Fe3+ 4,0 × 10–3 
 ion magnesio (II) Mg2+ 2,0 × 10–12 
 ion mercurio (II) Hg2+ 2,0 × 10–3 
 ion cinc (II) Zn2+ 2,5 × 10–10 
 
 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
32 
 
BASES INORGÁNICAS Y ORGÁNICAS 
NOMBRE FÓRMUL
A 
Kb NOMBRE FÓRMULA Kb 
amoníaco NH3 1,8 × 10–5 ion fluoruro F– 1,5 × 10–11 
anilina C6H5NH2 4,2 × 10–10 ion formiato HCOO– 5,64 × 10–11 
dietilamina (C2H5)2NH 9,5 × 10–4 ion nitrito NO2– 1,4 × 10–11 
dimetilamina (CH3)2NH 5,9 × 10–4 ion oxalato C2O42– 1,6 × 10–10 
etilamina C2H5NH2 4,7 × 10–4 HC2O4– 1,79 × 10–13 
metilamina CH3NH2 3,9 × 10–4 ion fosfato PO43– 1,0 × 10–2 
trietilamina (C2H5)3N 5,2 × 10–4 HPO32– 1,5 × 10–7 
trimetilamina (CH3)3N 6,3 × 10–3 H2PO4– 1,3 × 10–12 
ANIONES ion fosfito HPO32– 6,3 × 10–8 
ion acetato CH3COO– 5,7 × 10–10 H2PO3– 3,0 × 10–13 
ion arsenato AsO43– 3,3 × 10–3 ion metasilicato SiO32– 6,7 × 10–3 
 HAsO42– 9,1 × 10–8 HSiO3– 3,1 × 10–5 
 H2AsO4– 1,5 × 10–12 ion sulfato SO42– 1,0 × 10–12 
ion borato H2BO3– 1,6 × 10–5 ion sulfito SO32– 2,0 × 10–7 
 B4O72– 1,0 × 10–3 HSO3– 6,99 × 10–13 
ion carbonato CO32– 2,1 × 10–4 ion sulfuro S2– 3,0 × 10–2 
 HCO32– 2,2 × 10–8 HS– 1,0 × 10–7 
ion cromato CrO42– 3,1 × 10–8 ion tiocianato NCS– 1,4 × 10–11 
ion cianuro CN– 1,6 × 10–5 ion tiosulfato S2O32– 3,1 × 10–12 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
33 
 
LABORATORIO Nº 4 REACCIONES DE OXIDOREDUCCIÓN 
 
1. OBJETIVOS 
 
• Realizar en el laboratorio el estudio de algunas reacciones redox. 
• Recubrir con zinc un objeto utilizando el proceso de galvanostegia. 
 
2. INTRODUCCIÓN TEÓRICA 
Las reacciones en las cuales las sustancias experimentan cambio del número de oxidación se conocen como 
reacciones de óxido-reducción o simplemente, reacciones redox. Las mismas involucran un intercambio de 
electrones. 
1) La oxidación es el aumento del número de oxidación, y corresponde a la pérdida de electrones. 
2) La reducción es la disminución del número de oxidación, por la ganancia de electrones. 
 
 
 
Ejemplos: De reacciones de oxidación: 
𝐴𝑔0(𝑠) → 𝐴𝑔+(𝑎𝑐) + 1𝑒− 𝐶𝑙−(𝑎𝑐) →
1
2
𝐶𝑙2(𝑔) + 1𝑒
− 
De reacciones de reducción: 
𝑍𝑛2+(𝑎𝑐) + 2𝑒− → 𝑍𝑛0(𝑠) 𝐼2(𝑠) + 2𝑒
− → 2 𝐼− (𝑎𝑐) 
La facilidad con la que una sustancia acepta electrones, y se reduce está dada por el potencial de reducción 
(𝐸𝑟𝑒𝑑
0 ): Cuanto más positivo sea el valor de potencial, mayor será la tendencia a reducirse. 
Dado que la circulación de corriente está estrechamente ligada a la de electrones, es usual medir esa 
tendencia, en voltios y referirla. Los valores de los potenciales de reducción (en volts: V) se han medido frente al 
par H+/H2, cuyo potencial ha sido fijado arbitrariamente igual a cero, Las mediciones se han realizado en 
condiciones normales (concentración de iones 1 M, presión parcial de gases de 1 atm y a 25 ºC). Los valores se 
presentan en la Tabla al final. 
Así, por ejemplo: 
 
𝐶𝑢2+(𝑎𝑐) + 2 𝑒− → 𝐶𝑢(𝑠) 𝐸𝑟𝑒𝑑
0 = +0,34 𝑉 
 
𝑍𝑛2+(𝑎𝑐) + 2 𝑒− → 𝑍𝑛(𝑠) 𝐸𝑟𝑒𝑑
0 = −0,76 𝑉 
 
En este caso, el de mayor potencial de reducción (o mayor capacidad de aceptar electrones o mayor poder 
oxidante) es el Cu. 
Peso equivalente: 
Hay distintas formas de definir y de calcular el peso equivalente o equivalente gramo de una sustancia. En 
estequiometría, se definió como la masa, en gramos, de un elemento que reacciona con, o que reemplaza a 
1,008 g de hidrógeno o a 8,000 g de oxígeno. También se definió como la masa de una sustancia que cede un 
mol de iones hidrógeno (H+) para el caso de un ácido, o que cede un mol de iones oxhidrilo (OH–) para el caso 
de una base. Una sustancia puede tener más de un peso equivalente, puesto que el valor de éste depende de 
la reacción particular que se considere. 
Cuando se trabaja con reacciones de óxido-reducción se define el peso equivalente de una sustancia como 
Cuando la sustancia Electrones Nº de oxidación Actúa como 
se oxida Cede aumenta Agente reductor 
se reduce Gana disminuye Agente oxidante 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
34 
 
la masa de misma en la que se pone en juego un mol de electrones. Se puede calcular el peso equivalente 
tantodel agente reductor (sustancia que se oxida) como del agente oxidante (sustancia que se reduce). 
Para las reacciones de óxido-reducción, el peso equivalente de una sustancia se calcula dividiendo la 
masa molar de la sustancia por el número de electrones que gana o pierde al considerar la respectiva ecuación 
parcial de reducción o de oxidación. 
Ejemplo de cálculo de pesos equivalentes: 
Para la reacción: Zn(s) + CuSO4(ac) → ZnSO4 (ac) + Cu(s) 
Al escribir las dos hemirreacciones: 
𝐶𝑢2+(𝑎𝑐) + 2 𝑒− → 𝐶𝑢(𝑠) 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑐) + 2 𝑒− 
 
Se deduce que el número de moles de electrones es 2, por lo tanto el cálculo de los pesos equivalentes 
es: 
Para el agente oxidante (CuSO4): 
 
𝑃𝐸𝑞(𝐴𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒) = 
𝑀 (𝐶𝑢𝑆𝑂4)
2
∴ 𝑃𝐸𝑞(𝐴𝑂𝑥) =
159,5
2
→ 𝑃𝐸𝑞(𝐴𝑂𝑥) = 79,75 
𝑔
𝑒𝑞
 
 
Para el agente reductor (Zn): 
 
𝑃𝐸𝑞(𝐴𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟) = 
𝑀 (𝑍𝑛)
2
∴ 𝑃𝐸𝑞(𝐴𝑅𝑒𝑑) =
65,4
2
→ 𝑃𝐸𝑞(𝐴𝑅𝑒𝑑) = 32,7 
𝑔
𝑒𝑞
 
 
Las reacciones de oxidación – reducción producen dos fenómenos electroquímicos: 
1) Transformaciones de energía química en energía eléctrica (pilas). 
2) Transformaciones de energía eléctrica en energía química (electrólisis). 
 
Pilas o celdas galvánicas 
 
Las celdas galvánicas o voltaicas, son dispositivos que utilizan una reacción de oxidación – reducción, que 
se produce espontáneamente para producir trabajo eléctrico. En ellas la transferencia de electrones tiene 
lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos. Están formadas por dos 
recipientes llamados semiceldas o semipilas, formadas cada una por una placa metálica (electrodo), un 
electrolito y unidas por un puente salino. El puente salino es una solución de un electrolito que permite la 
conducción eléctrica y que es químicamente inerte respecto de las especies reaccionantes, además evita la 
mezcla de las mismas. 
Los electrodos están unidos por medio de un alambre que puede estar conectado a un multímetro para 
medir el potencial de la celda en volts, este voltaje se llama fuerza electromotriz (fem) y expresa 
cuantitativamente la tendencia a que se efectúe una reacción química. 
La fem de la celda depende de la concentración, de modo que se puede construir una celda voltaica 
teniendo la misma especie en los compartimientos del ánodo y del cátodo siempre y cuando las 
concentraciones sean diferentes. Una celda basada exclusivamente en la fem que se genera debido a una 
diferencia de concentración es una celda de concentración. 
El electrodo donde se produce la oxidación es el ánodo y el electrodo en donde se produce la reducción 
es el cátodo. Debido a que los electrones fluyen del ánodo al cátodo, el ánodo de una celda voltaica se rotula 
con un signo negativo y el cátodo, con un signo positivo. 
La fuerza electromotriz estándar de una pila (Eo) viene dada por la suma algebraica de los potenciales 
de las reacciones de oxidación y reducción tal como se producen. 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
35 
 
Para la siguiente pila: 2 AgNO3 (ac) + Cu (s) ⎯→ Cu(NO3)2 (ac) + 2 Ag (s) 
 
 
 
Formada por electrodos de plata y cobre sumergidos en soluciones de AgNO3 y Cu(NO3)2 , las reacciones en 
los electrodos serán: 
 
Oxidación: Cuo (s) ⎯→ Cu+2(ac) + 2 e− Eo = −0,34 V 
 
Reducción: Ag+ + e−⎯→ Ag0 Eo = 0,79 V 
 
Eo = −0,34 + 0,79 = 0,45 V 
o: 
Eo = Eored cátodo - Eored ánodo = 0,79 − 0,34 = 0,45 V 
 
Recordemos que todo proceso espontáneo ocurre con una disminución de la energía libre (G ), 
 
G = - n F E; donde 
E: diferencia de potencial eléctrico de la pila (fem de la pila) 
n: número de moles de electrones que circulan por la pila. 
F: constante de Faraday  96.500 C/mol de electrones. 
Vemos que para que G < 0, (o sea un proceso espontáneo), E debe ser positivo (>0). 
 
Electrólisis 
Consiste en forzar una reacción redox en un sentido que no es espontánea, suministrando electricidad 
(electrones) desde el exterior. Se produce al sumergir dos electrodos en una solución que conduce la corriente 
eléctrica cuando son conectados a una fuente de energía. 
Debido al pasaje de corriente eléctrica se producen modificaciones en el sistema: 
1- Transporte de materia en el electrolito y los electrodos 
2- Modificación en algunos casos de la concentración del electrolito en la disolución. 
 
Estas modificaciones están regidas por las leyes de FARADAY: 
Primera ley de Faraday: la masa de cualquier sustancia depositada o disuelta o desprendida, es proporcional 
a la cantidad de carga eléctrica que ha circulado por el sistema. 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
36 
 
Segunda Ley de Faraday: Las masas de diferentes sustancias que se disuelven, desprenden o depositan 
por el paso de una misma cantidad de electricidad, son proporcionales a sus pesos equivalentes químicos. 
Las dos leyes se resumen en una ecuación: 
𝑚 = 
𝐼 × 𝑡 × 𝑃𝐸𝑞
𝐹
 
m = masa de la sustancia depositada, disuelta o desprendida (g) 
I = intensidad de la corriente (Ampere) 
t = tiempo (seg) 
Ampere . seg = coulomb (A . seg = C) 
PEq = Peso Equivalente de la sustancia (g/eq ) 
F (constante de Faraday) = representa la cantidad de electricidad que debe circular para depositar, disolver o 
desprender un equivalente gramo de cualquier sustancia. 
F = 96.500 C/ eq. 
Esta ecuación es válida cuando se ha trabajado con una corriente eléctrica continua de intensidad 
constante. En el caso que la intensidad varíe, se deben realizar lecturas de la intensidad que circula por el 
sistema, tomadas en iguales intervalos de tiempo. Con estos datos, se grafican las lecturas de intensidad en 
función del tiempo y se determina la cantidad de electricidad (carga) que circuló durante la experiencia 
calculando el área bajo la curva. 
Durante la electrólisis ocurren los siguientes fenómenos: 
 
Las disoluciones electrolíticas contienen iones, (aniones y cationes), producidos por la disociación 
espontánea del electrolito (ácido, base o sal disueltos), por ejemplo: 
 a) Ácido H2SO4 ⎯→ 2 H+ + SO4= b) Base NaOH⎯→ Na+ + OH- 
 c) Sal KCl⎯→ K+ + Cl- 
La fem produce un movimiento de electrones en el sentido que se indica en la figura. Esto hace que el 
electrodo de la izquierda tome un potencial (-) y que los iones positivos del electrolito (CATIONES) migren 
hacia ese electrodo, el cual recibe el nombre de CÁTODO, porque hacia él van los cationes. Cuando los 
cationes toman contacto con el cátodo toman electrones que hay en él y se reducen: 
Cn+ + n e–⎯→C° 
Así como la fem "bombea" electrones hacia el electrodo de la izquierda, los succiona del de la derecha, 
por lo que este electrodo se carga (+) y los iones negativos de la disolución (ANIONES) migran hacia él. Este 
electrodo recibe el nombre de ÁNODO, pues los aniones migran hacia él. Cuando los aniones toman contacto 
con el ánodo se descargan entregándole electrones, para neutralizar las cargas (+) que tenía y se oxidan: 
An– ⎯→A° + n e- 
 
 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
37 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL: 
 
3.A Estudio de algunas reacciones redox. 
Coloque en tubos de ensayo: 
• 2 mL de una solución 0,5 M de CuSO4 y sumerja una granalla de cinc. 
• 2 mL de una solución 1 M de ZnSO4 y sumerja un trocito de Cu. 
• 2 mL de H2O2 10 Vol, agregue 1 mL de KI 1M y 2 gotas de solución 0,1 M de H2SO4. 
 
Observe el fenómeno que tiene lugar en cada tubo de ensayo. 
 
Cuestionario 
1- Diga para cada reacción si ocurrió una transformación química y qué observación le permite decidirlo. 
2-Escriba e iguale por el método del ion-electrón, la reacción química correspondiente a cada experiencia . 
3-Clasifique las reacciones anteriores como espontáneas o inducidas. 
4-Identifique el agente oxidante y el agentereductor en cada reacción y calcule los pesos equivalentes de 
cada uno. 
 
3.B Electrolisis 
Arme la siguiente celda electrolítica 
 
colocando como: 
● Fuente eléctrica: batería de 9 v 
● Ánodo: grafito 
● Cátodo: grafito 
● Electrolito: solución acuosa de NaCl 1 M ,Agregue gotas de fenolftaleína en el cátodo 
Permita que circule corriente hasta observar cambios en el cátodo. Observe y registre los resultados. 
 
Cuestionario 
1. Grafique la celda electrolítica. Señale ánodo, cátodo, circulación de electrones y de iones 
2. Interprete mediante ecuaciones las reacciones anódica y catódica 
3. Explique el cambio de color en el cátodo durante la electrolisis 
4. ¿En que se diferencian la pila y de una celda electrolítica? 
Solución de 
NaCl 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
38 
 
INFORME DE LABORATORIO N° 4 
 
Fecha de realización:…………………………….Comisión de Laboratorio N°:…………………………….. 
Docentes:……………………………………………………………………………………………………………… 
Integrantes del Grupo:………………………………………………………………………………………………. 
 
3.A Estudio de algunas reacciones redox. 
- Al sumergir la granalla de Zn en la solución de sulfato de cobre, transcurrido un tiempo: 
Se observa: 
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………………… 
Hemirreacción de oxidación: 
……………………………………………………………………………………………………………………………... 
Hemirreacción de reducción: 
…………………………………………………………………………………………………………………………….. 
Ecuación igualada: : Zn (s) + CuSO4 (ac) ⎯→ 
 
Agente oxidante: Peso equivalente: 
 
Agente reductor: Peso equivalente: 
 
 
 
 
• Al sumergir el alambre de cobre en sulfato de Zn, transcurrido un tiempo: 
Se observa: 
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………………… 
 
Hemirreacción de oxidación: 
……………………………………………………………………………………………………………………………... 
Hemirreacción de reducción: 
…………………………………………………………………………………………………………………………….. 
Ecuación igualada: Cu (s) + ZnSO4 (ac) ⎯→ 
 
Agente oxidante: Peso equivalente: 
 
Agente reductor: Peso equivalente: 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
39 
 
• Al producir la mezcla del H2O2, H2SO4 y KI: 
 
Se observa: 
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………………… 
 
La reacción es: 
 
H2O2 (ac) + H2SO4 (ac) + KI (ac) ⎯→ K2SO4 (ac) + I2 (ac) + H2O (l) 
 
Hemirreacción de oxidación: 
 
Hemirreacción de reducción: 
 
Ecuación iónica igualada: 
 
Agente oxidante: Peso equivalente: 
 
Agente reductor: Peso equivalente: 
 
 
3.B. Electrólisis 
1. Gráfico de la celda electrolítica. (señalando ánodo, cátodo, circulación de electrones y de iones) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.La reducción ocurre en el…………………… que tiene signo……………………… 
 La oxidación ocurre en el …………………. que tiene signo………. 
3. Reacción catódica:………………………………….………….. 
 Reacción anódica:………………………………………………. 
 
 
Cátedra de Química I Guías de Laboratorio Año 2022 
40 
 
4. Explique el cambio de color en el cátodo durante la electrolisis 
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………………… 
5. Construya un cuadro con las diferencias entre una pila y una celda electrolítica: 
………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………