prácticas de química

Prácticas De Química

Enderso Frans

6/11/2023

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Prácticas De Química

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Guía de Prácticas de Química (MA41), ciclo 2013-1
Item Type info:eu-repo/semantics/LearningObject
Authors Bustamante Luna, Elena; Córdova Yamauchi, Leslie; Montalvo
Astete, Ana María; Pérez Zenteno, Betty
Publisher Universidad Peruana de Ciencias Aplicadas (UPC)
Download date 06/11/2023 01:17:28
Link to Item http://hdl.handle.net/10757/273152
http://hdl.handle.net/10757/273152

CURSO : QUIMICA (MA41)

AREA : CIENCIAS

TÍTULO : GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA

AUTORES : Elena Bustamante Luna
Leslie Córdova Yamauchi
Ana Montalvo Astete
Betty Pérez Zenteno

CICLO : 2013-1

MA41-Química UPC 2013-1

GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA
UNIVERSIDAD DE CIENCIAS APLICADAS (UPC).
Área de Ciencias
Lima – Perú.

Elena Bustamante Luna
Leslie Córdova Yamauchi
Ana Montalvo Astete
Betty Pérez Zenteno

Sétima versión

MA41-Química UPC 2013-1

INTRODUCCIÓN

La Química, es el producto de una serie de conocimientos lógicamente
estructurados sobre un amplio conjunto de fenómenos físicos y químicos íntimamente
relacionados. No es una suposición de hechos sin relevancia alguna, por el contrario,
analiza cada cambio en la materia y en todos aplica un conocimiento adquirido.
Por lo tanto, los conocimientos teóricos siempre están regulados por la
verificación experimental y la predicción de nuevos fenómenos.

Los experimentos diseñados no solo buscan consolidar los conocimientos
teóricos adquiridos en la asignatura, sino también desarrollar habilidades
experimentales que todo estudiante de ciencias debe poseer.

Deseamos a los usuarios de esta guía un feliz encuentro con el fascinante
mundo de la química.

MA41-Química UPC 2013-1

INDICACIONES GENERALES

Las clases de laboratorio se dan como apoyo y refuerzo a las clases de teoría del
curso de Química. Como tal es importante que tome en cuenta las siguientes
indicaciones:

1. La tolerancia para el ingreso al laboratorio es de cinco minutos como máximo
después de la hora. Pasado este tiempo no se permitirá el ingreso al
laboratorio.

2. Es obligatorio el uso de mandil blanco.

3. Es obligatorio la presentación de la Tarea previa al ingreso del laboratorio de
acuerdo al grupo que le corresponde. La no presentación de la misma se
calificará con la nota cero (0).

4. La Tarea previa deberá contener carátula (según formato colgado en el aula
virtual), ser manuscrito y presentado en hoja bond A4. Se descontará un punto
por el incumplimiento de cualquiera de estas normas.

5. Al inicio de cada clase de Laboratorio se le tomará una prueba escrita referente
al experimento a realizar.

6. Se formará grupos de trabajo y ésta debe ser permanente durante todo el ciclo.

7. El trabajo en laboratorio debe ser en forma ordenada y limpia.

8. Al finalizar la clase de laboratorio cada grupo de trabajo presenta un reporte de
la experiencia realizada. La nota de la misma será entregada en la siguiente
clase.

9. La nota máxima de laboratorio es 20 (veinte), el cual se distribuye de la
siguiente forma:

Prueba de entrada: 3
Tarea previa: 3
Trabajo en laboratorio: 4
Reporte: 10

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CONTENIDO

Medidas de seguridad en el laboratorio …………………………..Pag. N°5

Instrucciones de primeros auxilios……………………….................Pag. N° 6

Laboratorio N°1: Separación de mezclas homogéneas y
heterogéneas……………………………............... ……………… .. Pag. N°7
Laboratório N°2: Propiedades de las sustancias según su
enlace químico y fuerzas intermoleculares ……………………… Pag. N°12

Laboratorio N° 3: Reacciones Químicas ……………………. .. Pag. N°19

Laboratorio N°4: Estequeometría …………………….....................Pag. N°26

Laboratorio N°5: Cinética Química ………………………………... Pag. N°33

Laboratorio N°6: Electroquímica……………….…………………… Pag. N°41

Materiales de laboratorio……………………………………………..Pag N° 50

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MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

Las medidas de Seguridad en Laboratorios son un conjunto de medidas preventivas
destinadas a proteger la salud de los que allí se desempeñan frente a los riesgos
propios derivados de la actividad, para evitar accidentes y contaminaciones tanto
dentro de su ámbito de trabajo, como hacia el exterior.
Las reglas básicas aquí indicadas son un conjunto de prácticas de sentido común que
debemos realizarlas en forma rutinaria.

1. Conozca la ubicación de los elementos de seguridad en el lugar de trabajo, tales
como: extintor, salidas de emergencia, lavaojos, accionamiento de alarmas, etc.
Averigüe como se usa.

2. NO COMA, BEBA, FUME Ó MAQUILLE EN EL LABORATORIO
3. Use la vestimenta apropiada para realizar trabajos de laboratorio y cabello recogido
(guardapolvo preferentemente de algodón y de mangas largas, zapatos cerrados,
evitando el uso de accesorios colgantes).

4. Mantenga en orden y limpio el lugar donde trabaja. Cada persona es responsable
directa de la zona que le ha sido asignada y de todos los lugares comunes.

5. Lávese las manos cuidadosamente después de cualquier manipulación de
laboratorio y ANTES DE RETIRARSE DEL MISMO.

6. No bloquee las rutas de escape o pasillos con equipos, máquinas u otros
elementos que entorpezcan la correcta circulación.

7. Las prácticas que produzcan gases, vapores, humos o partículas, aquellas que
pueden ser riesgosas por inhalación llévelas a cabo bajo campana extractora.

8. Verifique la ausencia de vapores inflamables antes de encender una fuente de
ignición. NO TRASVASE LIQUIDOS INFLAMABLES SI HAY MECHEROS
ENCENDIDOS. No se operará con materiales inflamables o solventes sobre llama
directa o cerca de las mismas. Para calentamiento, sólo se utilizarán planchas
calefactoras blindadas.

9. Al mezclar o calentar sustancias evite que la boca del recipiente esté dirigida hacia
el rostro. Extreme las precauciones cuando use ETER ETÍLICO.

10. Cuide que las uniones esmeriladas estén limpias. Es conveniente cargar los balones
con un embudo (líquidos) o proteger el esmerilado con papel satinado (sólidos).

11. Evite que caigan papeles, vidrios y todo tipo de material en las CAÑERIA. LOS
SOLVENTES ORGANICOS PERFORAN LA CAÑERIA, DESÉCHELOS EN LOS
RECIPIENTES DESTINADOS A TAL FIN.

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INSTRUCCIONES DE PRIMEROS AUXILIOS

Atención de heridas

Las heridas deberán lavarse con agua y jabón. Si hay cuerpos extraños, grasa u otras
suciedades, éstos deberán quitarse previamente con gasa estéril, no con algodón. Si la
herida es superficial se podrá aplicar un antiséptico y se cubrirá con un apósito y un
vendaje si fuera necesario.

Atención de salpicaduraso proyecciones en ojos

Lavar con abundante agua destilada o solución fisiológica, levantando el párpado
superior e inferior y permitiendo que fluya la solución de lavado en la superficie del ojo.
No use pomadas ni antisépticos comunes. Cubra el ojo con gasa estéril. Traslade de
inmediato al lesionado a un centro asistencial especializado.

Atención de quemaduras

En quemaduras leves deberá colocar la zona afectada en un baño de agua con cubos
de hielo, con lo que disminuirá el dolor y bajará la temperatura. Luego secar y aplicar
una gasa de Picrato de Butesín sobre la zona a tratar cubriendo con vendaje liviano.
En caso de quemaduras con agentes químicos lo primero que debe hacerse es lavar
con abundante agua, a menos que específicamente se indique otra cosa. El paso
siguiente será:
ACIDOS: lave con solución de bicarbonato de sodio y luego con abundante agua.
BASES: lave con ácido acético 4% ó con ácido bórico al 1%
En caso de quemaduras más severas consulte inmediatamente al médico.

Ingestión de sustancias tóxicas

ACIDOS: enjuagar la boca con abundante cantidad de agua.
BASES: enjuagar con mucha agua, luego tomar agua con jugo de limón o solución
diluida de ácido cítrico y finalmente tomar leche.

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LABORATORIO N° 1

SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGENEAS Y HETEROGENEAS

1. LOGROS

 Discrimina entre una mezcla homogénea y heterogénea.
 Prueba y verifica procedimientos de separación de los componentes de una
mezcla como filtración, decantación y evaporación.
 Señala las propiedades intensivas como la solubilidad, punto de ebullición,
tamaño de partícula como criterios para la separación.

2. INTRODUCCIÓN

Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias que permanecen juntas
con propiedades específicas de acuerdo a la proporción de los componentes. Por
ejemplo: si mezclamos 2 g de azúcar con 100 g de agua, la densidad de la mezcla
será diferente que si mezclamos 20 g de azúcar con 100g de agua.

La mezcla es la forma más abundante como se encuentra la materia en la
naturaleza. Ejemplo: yacimientos de sal (contiene NaCl), minerales como piedra
caliza (contiene CaCO3), arcilla (contiene SiO2, Al2O3), etc.
Casi siempre es necesario separar los componentes de una mezcla en especial
cuando ella contiene un compuesto o elemento de valor. Por ejemplo del mineral
galena se extrae el PbS, de la esfalerita se extrae el ZnS, etc.

Las mezclas pueden ser homogéneas si sus propiedades son uniformes y
cualquiera sea la cantidad de mezcla analizada los resultados de sus propiedades
como densidad, composición, son iguales.
Las mezclas heterogéneas no cumplen con lo anterior porque la distribución de los
componentes en el conjunto no es uniforme.

Una característica importante de las mezclas es que pueden ser separadas en sus
componentes sin alterar la estructura química particular de cada uno de ellos. Para
esto se somete a procesos de cambio físico como; destilación, evaporación,
filtración, secado, disolución, percolación, etc.

Las propiedades de la materia pueden ser físicas o químicas:
Son químicas las que manifiestan una acción reactiva frente a algún agente, por
ejemplo la inflamabilidad, el grado de biodegradación, la sensibilidad a la acción de
ácidos, etc. Cuando se determina dicha propiedad se altera la estructura química.

Las propiedades físicas son aquellas que se pueden analizar (determinar) sin
alterar la sustancia como por ejemplo el punto de fusión, ebullición, solubilidad.

Se dice que un compuesto es soluble en agua cuando este compuesto al mezclarse
con agua forma una solución, es decir una mezcla homogénea. La solubilidad es la
máxima cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad conocida de solvente.

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Los compuestos son solubles o insolubles en el agua de acuerdo con su
naturaleza.

3.  TAREA PREVIA
Desarrolle las preguntas según el grupo de laboratorio al que pertenece.

Grupo 1

1. Mencione 3 ejemplos de mezclas heterogéneas de dos componentes y explique
qué método utilizaría para separarlo.

2. Explique en qué propiedad se basa separar una mezcla por:
 filtración
 destilación
 Decantación

Grupo 2

1. Mencione 3 ejemplos de mezclas homogéneas de dos componentes y explique
qué método utilizaría para separarlo.

2. Explique en qué propiedad se basa separar una mezcla por:
 Decantación
 Evaporación
 separación magnética

4. PARTE EXPERIMENTAL

Materiales y reactivos

Vasos de precipitado de 400 mL y 250 mL
Luna de reloj, pinza metálica para vaso.
Embudo
Papel filtro
Probeta de 25 mL
Bagueta
Balanza Electrónica
Estufa Eléctrica
Mezcla de sal y arena
Pera de decantación de 250 mL
Aceite
Piseta con agua destilada
Plancha de calentamiento.

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Procedimiento experimental

Experimento N° 1: Mezcla sólido – sólido.

1. Pese una cantidad de la mezcla (10 a 12 g) en un vaso de precipitado de
400mL.
2. Añada 25 mL de agua destilada a la mezcla y agite por 3 minutos.
3. Pese un papel filtro y colóquelo en un embudo.
4. Pese un vaso de precipitado de 250 mL con una luna de reloj.
5. Vierta la mezcla con agua haciéndola pasar por el embudo y recogiendo la
solución filtrada en un matraz erlenmeyer de 250 mL.
6. Agregue aprox. 10 mL de agua destilada sobre el papel filtro para lavar la arena
y eliminar cualquier cantidad remanente de sal que haya quedado en el agua
junto a la arena. Trasvase el contenido del matraz al vaso previamente pesado.
7. Cubra el vaso con una luna de reloj (asegúrese que el vapor de agua pueda
salir del vaso durante la ebullición) y caliente suavemente hasta que todo el
agua se haya evaporado. (Retire la fuente de calor inmediatamente se haya
evaporado todo el agua).
8. Coloque el vaso que contiene la sal y la luna de reloj en un lugar seguro hasta
que enfríe.
9. Retire el papel filtro que contiene la arena húmeda y colóquelo en la estufa
para eliminar el agua.
10. Pese el papel filtro y su contenido.
11. Pese el vaso, luna de reloj y sal.
12. Complete las tablas Nº 1 y Nº 2.

Experimento N° 2: Mezcla líquido – líquido

1. Pese dos probetas de 25 mL completamente secas. Anote el peso de cada
uno.
2. Mida exactamente 15 mL de agua en una de las probetas, pese nuevamente y
colóquelos en una pera de decantación.
3. Mida 15 mL de aceite en la otra probeta, pese y agregue a la pera. Complete la
tabla Nº3
4. Tape y agite levemente como si quisiera mezclar ambas sustancias.
5. Coloque la pera y su contenido sobre un soporte y deje reposar por unos
minutos. Observe la formación de dos fases líquidas “no miscibles”.
6. Abra la llave de la pera y deje salir la fase “inferior” recibiéndola en una probeta
para determinar el volumen recogido. Complete la tabla Nº 4.

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5. REPORTE

Experimento N° 1
Tabla Nº1
VALORES MEDIDOS Peso en gramos
Peso de la mezcla
Peso del filtro
Peso del vaso, luna de reloj
Peso del filtro con la arena
Peso del vaso, luna de reloj y sal

VALOR TEÓRICO (DATO)
% de sal en la mezcla
% de arena en la mezcla

Tabla Nº 2

CALCULOS RESULTADOS
Masa de arena

Masa de sal

% dearena en la mezcla

% de sal en la muestra

% de error respecto al
valor teórico de sal

Experimento N° 2
Tabla N° 3: Datos

Peso de probeta vacia (agua )
Peso de probeta vacia (aceite )

VALORES MEDIDOS Cantidad
Volumen de agua
Volumen de aceite
Masa de agua
Masa de aceite
”Volumen de agua “separada

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Tabla N° 4: Resultados

6. CUESTIONARIO

1. Complete la siguiente tabla.

Componentes de la
mezcla
Tipo de
mezcla
Métodos de separación
usados
Experimento Nº1

Experimento Nº2

2. ¿En qué experimento ha identificado cambios físicos? Nombre los cambios
físicos que ha observado.
………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………..
………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
3. ¿Qué propiedad física ha determinado que los componentes de la mezcla se
hayan separado en cada caso?:
Arena/sal………………………………………………………………………………..
Arena/salmuera:………………………………………………………………………..
Salmuera…………………………………………………………………………………
Arena húmeda……………………………………………………………………………
Aceite/agua……………………………………………………………………………….

4. ¿Cómo se denominan las fases líquidas superior e inferior en la pera de
decantación? ¿Cuál de las fases es más densa ¿Justifique su respuesta.
………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………….

Sustancia de la fase superior
Sustancia de la fase inferior
Densidad de fase superior
Densidad de fase inferior
% de agua recuperada

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LABORATORIO N° 2

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN SU ENLACE
QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES

1. LOGROS

 Identifica por medio de la solubilidad y conductividad eléctrica el tipo de enlace
químico (iónico, covalente o metálico) presente en sustancias sólidas.
 Identifica por medio de la volatilidad y solubilidad el tipo de fuerzas
intermoleculares presentes en sustancias moleculares líquidas.
 Comprende que las propiedades físicas de las sustancias dependen del tipo
de enlace y de sus fuerzas intermoleculares.

2. INTRODUCCIÓN

En la naturaleza la mayoría de las sustancias puras presentan dos tipos de fuerzas:
Las fuerzas intramoleculares (enlace químico) y las fuerzas intermoleculares. Estas
fuerzas determinan las propiedades de las sustancias.

Enlaces Químicos

Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de un
compuesto iónico, de una molécula o compuesto covalente y de un metal. Cuando
los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los
electrones de valencia quienes determinan de qué forma se unirá un átomo con otro
y las características del enlace.
Dependerá del tipo de enlace químico que estarán unidos los átomos de la
sustancia para que ésta adquiera propiedades distintas. Así, por ejemplo, los
compuestos iónicos como NaCl, KI, Na2SO4, son por lo general solubles en agua y
su solución conduce la corriente electrica, además de tener elevados puntos de
fusión y ebullición. En cambio los compuestos covalentes o moleculares como por
ejemplo O2, CO2, CH4, son por lo general insolubles en agua y malos conductores
eléctricos, además de existir en los tres estados: sólido, líquido y gaseoso. Por
último los metales como Fe, Cu, Ag, K, se caracterizan por existir en estado sólido
(a acepción del mercurio), ser buenos conductores eléctricos y fundir a altas
temperaturas.

Fuerzas intermoleculares

Para entender por qué las moléculas de un gas enfriado se convierten en un líquido,
debemos considerar la naturaleza de estas fuerzas de atracción entre las moléculas
(y átomos).
Las atracciones entre moléculas o atómos se llaman Fuerzas Intermoleculares. Las
fuerzas intermoleculares no son tan fuertes como las fuerzas intramoleculares, así
por ejemplo, se requieren 41 kJ para vaporizar un 1 mol de agua (inter) y 930 kJ
para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intra).

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La intensidad de las fuerzas intermoleculares disminuye drásticamente al aumentar
la distancia entre las moléculas, por ello en los gases no tienen tanta importancia.
Muchas propiedades de los líquidos, como punto de fusión, punto de ebullición,
cambio de fase, solubilidad, tensión superficial, etc., reflejan la intensidad de las
fuerzas intermoleculares.

Existen tres tipos de fuerzas de atracción entre moléculas:
 Fuerzas de dispersión de London
 Fuerzas dipolo - dipolo
 Fuerzas de puente de hidrógeno (enlace de hidrógeno)
Otro tipo de fuerza de atracción es la fuerza ion-dipolo, que juega un papel
importante en las soluciones.

Las fuerzas de London existen en todas las moléculas, sean polares o no. En las
moléculas no polares son las únicas fuerzas intermoleculares que existen. Ejemplo:
O2, H2, metano (CH4), benceno (C6H6).

Las fuerzas dipolo–dipolo se encontrarán solamente entre moléculas polares.
Ejemplo: HCl, SO2, cloruro de metilo(CH3C).

El enlace o puente de hidrógeno, es una interacción dipolo-dipolo especial entre:
el átomo de hidrógeno presente en un enlace polar N-H, O-H o F-H de una molécula
y un par libre de un átomo electronegativo de O, N o F de otra molécula.
Los enlaces de hidrógeno se representan por líneas punteadas. Así por ejemplo:
Puente de hidrógeno en el agua, en el amoniaco (NH3), NH3-H2O, HF-NH3, etc.

Las fuerzas del enlace de hidrógeno son más débiles que las debidas a los enlaces
químicos, pero son mayores que las otras fuerzas intermoleculares.

El orden de magnitud relativa de las fuerzas intermoleculares es:

Puente de hidrógeno > dipolo – dipolo > dispersión de London

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3.  TAREA PREVIA

Desarrolle las preguntas según el grupo de laboratorio al que pertenece.

Grupo 1:

1. Menciona dos diferencias entre enlace iónico, enlace covalente y enlace
metálico. De ejemplos de cada tipo de enlace.
2. Defina solubilidad
3. Investigue acerca de la polaridad del hexano, acetona y tetracloruro de carbono
¿son moléculas polares o apolares?

Grupo 2:

1. Menciona dos características para las sustancias iónicas ,covalentes y metálicas
2. Defina volatilidad y explique qué relación hay con el punto de ebullición.
3. Investigue acerca de la polaridad del hexano, acetona y tetracloruro de carbono
¿son moléculas polares o apolares?

4. PARTE EXPERIMENTAL

Materiales y reactivos
Cloruro de sodio
Sulfato de cobre (II)
Sacarosa o azúcar común
Yodo
Lámina ó alambre de cobre
Hexano o ciclohexano
Tetracloruro de carbono u otro solvente similar (bencina, éter de petroleo, etc.)
Acetona
Agua destilada
Tubos de ensayo
Gradilla de tubos
Conductímetro
Lunas de reloj
Pipetas graduadas y rotuladas de 1 mL o frascos goteros
Pizetas para agua destilada
Vasos de precipitados de 25 ó 50 mL.
Tapones de goma para tubos

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Procedimiento experimental

Experimento N°1: Solubilidad yconductividad eléctrica de diferentes
sustancias sólidas

A. Solubilidad en solventes polares (agua) y apolares (hexano).

1. Coloque en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de las sustancias
sólidas a estudiar y añada aproximadamente 3 mL de agua destilada. Coloque
el tapón y agite.
2. Observe qué sustancias se disuelven y cuáles no lo hacen. Anote sus
observaciones en la tabla N°1.
3. No deseche el contenido del tubo en caso se haya formado una solución, ya
que lo usará en el experimento B.
4. Repita los pasos anteriores con las otras sustancias sólidas.
5. Repita los pasos anteriores con el otro solvente (hexano u otro similar).

B. Conductividad eléctrica en estado sólido y en solución.

1. Compruebe la conductividad eléctrica de las sustancias en estado sólido y
registre sus observaciones en la tabla N°1. Puede utilizar um circuito electrico
o um medidor de conductividad electrica.
2. Compruebe la conductividad eléctrica de las sustancias sólidas que se
disolvieron en agua destilada y en hexano del experimento A. Para ello, vierta
el contenido de cada tubo de ensayo en un vaso de precipitados, introduzca el
electrodo del conductímetro en cada solución y registre sus observaciones en
la tabla N°1. Limpie el (los) electrodo(s) del conductímetro antes de medir la
conductividad de otra solución.

Experimento N° 2: Volatilidad y solubilidad de sustancias líquidas
Solubilidad
1. Prepare tres tubos de ensayo. En el primero agregue aproximadamente 1mL de
agua y 1mL de hexano. En el segundo tubo agregue 1mL de água y un mL de
acetona y en el tercer tubo pruebe la solubilidad entre hexano y bencina (éter de
petróleo).
2. Tape y agite ligeramente cada tubo. Deje reposar unos segundos y observe si se
disuelven entre sí los líquidos. Anote sus observaciones en la tabla N°3.

Volatilidad

3. Consiga cuatro lunas de reloj y agregue 3 gotas de los siguientes líquidos: en la
primera luna de reloj agregue agua, en la segunda, hexano; en la tercera, bencina
u otro similar y en la cuarta luna de reloj agregue acetona.
4. Espere algunos minutos y observe con qué facilidad se evaporan las sustancias.
Anote sus observaciones en la tabla N°4.

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5. REPORTE

Experimento N°1: Solubilidad y conductividad eléctrica de diferentes
sustancias sólidas

1. Registre los datos de solubilidad y conductividad electrica obtenidos en el
experimento N°1 para cada sustancia en la tabla N°1. Coloque la palabra “SI”
en caso exista solubilidad o conductividad eléctrica y un “NO” cuando no
presenta o es escasa la solubilidad o conductividad eléctrica.
Tabla N°1

SOLUBILIDAD CONDUCTIVIDAD ELECTRICA
Agua Hexano Sólido En solución
Cloruro de sodio
Sulfato de cobre (II)
Sacarosa o azúcar
Yodo
Cobre

2. De acuerdo con los resultados obtenidos de solubilidad y conductividad electrica,
identifique las sustancias sólidas estudiadas como iónicas, covalentes (polar
o apolar) y metálicas así como el tipo de enlace químico más probable que
presentan y complete la tabla 2.

Tabla N°2
Sustancia Enlace químico Tipo de sustancia
Cloruro de sodio

Sulfato de cobre (II)

Sacarosa o azúcar

Yodo

Cobre

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Experimento N° 2: Volatilidad y solubilidad de sustancias líquidas

1. Califique como “soluble”, “poco soluble” e “insoluble” la solubilidad entre los
líquidos y complete la tabla 3.

Tabla N°3

Tubo N° Mezcla líquida Solubilidad
1
2
3

2. Califique la volatilidad de las sustancias como “volátil”, “poco volátil “y “no volátil”
y complete la tabla N°4.

Tabla N°4

Sustancia líquida volatilidad
Agua
Hexano
Bencina (éter de petróleo)
Acetona

3. Con los resultados obtenidos en las tabla N°3 y N°4, indique la polaridad de la
molécula como polar o no polar y el tipo de fuerza intermolecular predominante
en cada sustancia estudiada.

Tabla N°5

Sustancia líquida Polar/No polar Fuerza intermolecular
Agua
Hexano
Bencina (éter de petróleo)
Acetona

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6.  DISCUSIÓN DE RESULTADOS

1. En el experimento N°1¿qué sustancias se disolvieron en agua? ¿por qué?
Explique brevemente.
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------
--------------------------------------------------------------------------------------------------
2. En el experimento N°1¿qué sustancias se disolvieron en hexano? ¿por qué?
Explique brevemente.
------------------------------------------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------------------------------------------
-----------------------------------------------------------------------------------------------------
3. Que sustancias condujeron la corriente en estado sólido? ¿por qué?
------------------------------------------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------------------------------------------
----------------------------------------------------------------------------------
4. Que sustancias condujeron la corriente en solución? ¿por qué?
------------------------------------------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------------------
5. Según sus resultados ¿Qué sustancia o sustancias presentan la fuerza
intermolecular más intensa? Explique brevemente su respuesta.
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------
----------------------------------------------------------------------------------------------------

6. CUESTIONARIO
1. ¿Qué diferencias principales existen entre las propiedades de los
compuestos Iónicos y los covalentes?
--------------------------------------------------------------------------------------------------------
--------------------------------------------------------------------------------------------------------
--------------------------------------------------------------------------------------------------------
---------------------------------------------------------------

2. Los compuestos iónicos ¿presentan fuerzas intermoleculares? Explique
brevemente su respuesta.
--------------------------------------------------------------------------------------------------------
--------------------------------------------------------------------------------------------------------
--------------------------------------------------------------------------------------------------------
---------------------------------------------------------------

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LABORATORION° 3

REACCIONES QUÍMICAS

1. LOGROS
 Escribe las ecuaciones químicas que representan a las reacciones de los
experimentos realizados
 Identifica los tipos de reacciones químicas.

2. INTRODUCCIÓN
En una reacción química se altera la estructura y composición de la materia: de
unas sustancias iniciales se obtienen otras distintas. Usualmente se representa
mediante ecuaciones químicas.

Ecuaciones químicas.

Es una manera simbólica de representar un cambio químico (ocurre una reacción
química). En ella se resumen aspectos importantes de la reacción. Las sustancias
se representan mediante fórmulas químicas que expresan su composición. Una
fórmula química está compuesta por el símbolo químico que representa al
elemento, subíndices y superíndices. En una fórmula los subíndices a la derecha
de un símbolo químico indican la proporción con la que dicho elemento participa
para formar ese compuesto. Distintos subíndices para los mismos elementos en
una fórmula indican distintos compuestos.
Usualmente la ecuación representa la reacción de izquierda a derecha, sentido
indicado por la flecha. El o los compuestos colocados a la izquierda de la flechas
son llamados reactantes mientras que los colocados a la derecha son llamados
productos.
Así:
Reactantes Productos

2 Na2CO3(s) + 2 HCl(ac)  2 NaCl(ac) + CO2(g) + H2O(l)

Las abreviaturas entre paréntesis en la esquina inferior derecha de la fórmula
indican el estado físico o las condiciones con el que cada sustancia participa en la
reacción. Así, (s), (l), (g), (ac) y (benceno) por ejemplo, significan que la sustancia
se encuentra en estado sólido, líquido, gaseoso, en solución acuosa o en solución
bencénica respectivamente.
Los números delante de las fórmulas químicas, llamados coeficientes
estequiométricos, indican la proporción con la que las sustancias participan en la
reacción. Los coeficientes estequiométricos no forman parte de la fórmula.
Antes de emplear una ecuación química ésta debe estar correctamente
balanceada. Esto quiere decir que el número de átomos de cada especie debe
coincidir en ambos lados de la ecuación así como las cargas positivas o negativas.

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¿En qué medio o fase se producen las reacciones químicas?

A pesar de lo que dijera Aristóteles siglos atrás: “Corpora non agent nisi fluida” (los
cuerpos no reaccionan a menos que estén en estado líquido), las reacciones
pueden ocurrir estando los reactantes en fase sólida, líquida o gaseosa aunque lo
mas frecuente es que se realicen en medio líquido usando agua como solvente.

¿Que tipo de reacciones químicas hay?

No existe una clasificación general aceptable para todas las reacciones químicas y
en muchos casos algunas se superponen. Aquí emplearemos solo con fines
didácticos. Las siguientes reacciones químicas:

1. REACCIONES DE COMBINACIÓN (UNIÓN O SÍNTESIS). Ejemplos:

2 Mg(s) + O2(g ) → 2 MgO(s)
O2(g) + 2 NO(g) → 2 NO2(g)

2. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN (Son las reacciones opuestas a las
reacciones de combinación).

Compuesto más calor Compuestos y/o elementos
CaCO3(s) + calor → CaO(s) + CO2(g)

3. REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE:

Elemento 1 más Compuesto 2 → Elemento 2 más compuesto 1

Zn(s) + 2HCl (l) → H2(g)  + ZnCl2

4. REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO (METÁTESIS)

(CH3COO)2Pb(ac) + 2 KI(s) → PbI2(s)  + 2 CH3COOK(ac)

NaOH (ac) + HCl(ac) → NaCl(s) + H2O(ac)

5. REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

Son reacciones en las cuales ocurre transferencia de electrones de una
sustancia a otra.
Oxidación: es la pérdida de electrones;
Reducción: es la ganancia de electrones.
El elemento que gana electrones se reduce y es el agente oxidante;
El elemento que pierde electrones se oxida y es el agente reductor:
2 Na(s) + 2 H2O(l) → H2(g) + 2 NaOH(ac)
ag. red. ag. ox.

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3.  TAREA PREVIA
Desarrolle las preguntas según el grupo de laboratorio al que pertenece.

Grupo 1

1. Escribe las formulas químicas de las siguientes sustancias:
a. Acido clorhídrico
b. Sulfato de cobre pentahidratado.
c. Óxido de magnesio
d. Nitrato de plata
2. Escribe un ejemplo para los siguientes tipos de reacción:
a. Reacción de combinación
b. Reacción de oxido-reducción
3. Investiga y escribe dos reacciones químicas que se producen en la
obtención industrial del cobre.

Grupo 2

1. Escribe las formulas de las siguientes sustancias:
1. Cloruro de plata
2. Carbonato de sodio
3. Ioduro de plomo
4. Hidróxido de sodio

2. Escribe un ejemplo para los siguientes tipos de reacción:
a. Reacción de descomposición
b. Reacción de combustión completa.
3. Investiga y escribe dos reacciones químicas que se producen para la
obtención industrial de ácido sulfúrico.
4. PARTE EXPERIMENTAL
Materiales y reactivos:
 Lámina de zinc
 HCl concentrado
 CuSO4. 5H2O
 Solución AgNO3
 Solución KCl 
 Lámina Mg
 Sodio metalico
 Agua destilada
 Fenolftaleina
 Na2CO3 
 Solución de PbNO3
 NaOH solución.
 Tubos de ensayo.
 Pinza para tubo
 Mechero con alcohol.
 Luna de reloj.
 Piseta.

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Procedimiento experimental:

Anota los cambios que ocurren en cada uno de los experimentos, como: cambio de
estado de agregación, desprendimiento ó consumo de energía, formación de
precipitado, desprendimiento de gas, cambio de coloración, entre otros.

Presta atención al color, temperatura y estado físico de las sustancias iniciales
(reactantes) y de las sustancias que se forman (productos) para que puedas
establecer si ocurrió algún cambio.

Antes de proceder lee atentamente el procedimiento completo para cada
experimento e identifica y reúne todos los reactivos y materiales necesarios.

1. Toma una lámina de zinc, y colócala en un tubo con 1 mL de ácido clorhídrico,
concentrado. Mantén el tubo alejado de tu persona.

2. Coloca en un tubo de ensayo aproximadamente 1 mL de la solución de sulfato
de cobre (II) y agrega una lámina de cinc delgada. Deja reposar cerca de 5
minutos aproximadamente.

3. Añade gotas de solución de nitrato de plata, a un tubo que contiene 1 mL de
solución de cloruro de potasio.

4. Toma una lámina de magnesio, con una pinza metálica y caliéntala en el
mechero alejado de tu persona. No mires directamente la reacción. Una vez
apagado la cinta observa. Coloca las cenizas obtenidas en una luna de reloj que
contenga agua destilada y fenolftaleína. Anota tus observaciones.

5. Coloque 25 mL aproximado de agua destilada en una placa petri y con una pinza
echa un trozo de sodio en la placa y observa. Añade 2 gotas de fenolftaleína y
observa.

6. Añade gotas de ácido clorhídrico concentrado a un tubo que contenga una
cucharadita de carbonato de sodio. Observa.

7. Añade 1 mL de solución de nitrato de plomo, y 1 mL de solución de yoduro de
potasio, a un tubo con aprox. 3 mL de agua destilada.

8. Añade unas gotas de fenolftaleína a una solución de hidróxido de sodio, Vierte
gota a gota sobre esta solución, una solución de ácido clorhídrico, agitando
suavemente hasta observar cambio de color.

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235. REPORTE

Exp. Nº1 Reacción

Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción

Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)

Zinc acido clorhídrico cloruro de zinc hidrógeno
Solido plomo solución incolora solución incolora gas incoloro
Simple desplazamiento

Exp. Nº2 Reacción
Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción

Exp. Nº3 Reacción
Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción
AgCl( ) + KNO3( )

Exp. Nº4 Reacción
Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción
+ MgO( )
Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción
MgO + Mg(OH)2 ( )

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Exp. Nº5 Reacción
Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción
NaOH ( ) + ↑

Exp. Nº6 Reacción
Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción
+ Na2CO3

Exp. Nº7 Reacción
Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción
PbI2 ( ) + KNO3 ( )

Exp. Nº8 Reacción
Ecuación
Nombre
Observación
Tipo de reacción
NaCl ( ) + H2O( )

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6.  DISCUSIÓN DE RESULTADOS

1. ¿De qué formas se manifiesta que ha ocurrido un cambio químico?
Justifica tu respuesta con lo observado en laboratorio.

…………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………….

2. La reacción del sodio metálico con agua ocurre violentamente,
desprendiendo calor ¿Cómo percibiste este cambio? Explica.

…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………….

3. Indique en que experimento(s) ha ocurrido una reacción con formación de
precipitado. Escriba los productos sólidos obtenidos en cada caso.

...........................................................................................................................
.........................................................................................................................
………………………………………………………………………………………

4. ¿Cómo percibiste que en el experimento N°8 ocurrió una reacción química?
Explica.

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LABORATORIO Nº 4

ESTEQUIOMETRIA

1. LOGROS

 Calcula teórica y experimentalmente, las cantidades de las sustancias que
participan en una reacción química.
 Determina el reactivo limitante de la reacción estequiométrica.
 Determina el rendimiento porcentual de una reacción química.
2. INTRODUCCIÓN

La estequiometria estudia la relación entre las cantidades de los compuestos,
tanto reactantes y productos, que intervienen en una reacción química. Para
comprender el estudio de toda reacción es necesario interpretar correctamente lo
que esta representado en toda ECUACION QUÍMICA, la cual deberá estar
correctamente balanceada.
Ecuaciones Químicas:
Una reacción química siempre supone la transformación de una o más sustancias
en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones, y se forman
otras sustancias. Las ecuaciones químicas representan reacciones que muestran:
1) las sustancias que reaccionan, llamadas reactivos, 2) las sustancias que se
forman o productos y 3) las cantidades relativas de sustancias que intervienen.
Ejemplo reacción de combustión del gas metano:

¿Qué significa esta ecuación? En el modo más simple, que el metano reacciona
con el oxígeno y origina dióxido de carbono, (CO2), y agua (H2O). En términos más
específicos, indica que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de
oxígeno y produce una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua;
es decir:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

A nivel simple: 1 molécula 2 molécula 1 molécula 2 moléculas

A nivel de moles 1 mol 2 mol 1 mol 2 mol

A nivel de moléculas 6,02x10
23
2 (6,02x10
23
) 6,02x10
23
2 (6,02x10
23
)

A nivel de masa 16g 2(32)=64g 44g 2(18)=36g

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Reactantes Productos

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Ejemplos de algunos cálculos simples:
Cálculos mol-mol: En la ecuación de combustión del metano, indique ¿Cuántas
moles de O2 reaccionaran con 25 moles de metano?
Para resolver el ejercicio asegúrese de balancear la ecuación y luego realice la
relación correcta:

Respuesta: reaccionaran 50 moles de O2 con 25 moles de metano.
Cálculos masa-masa: En la misma ecuación de combustión del metano, calcule
que masa de agua se producirá a partir de 100 gramos de metano.

Reactivo Limitante
Antes de estudiar el concepto de reactivo limitante en estequiometría, vamos a
presentar la idea básica mediante un ejemplo sencillo no químico.
Suponga que tiene 20 trozos de jamón y 36 rebanadas de pan, y que quiere
preparar tantos sándwich como sea posible con un trozo de jamón y dos
rebanadas de pan por bocadillo. Obviamente sólo podemos preparar 18 sándwich,
ya que no hay pan para más. Entonces, el pan es el reactivo limitante y las dos
trozos de jamón demás son el "exceso de reactivo".
Por lo tanto el reactivo que se consume primero en una reacción recibe el nombre
de reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma
depende de la cantidad de reactivo que había originalmente, los reactivos en
exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria.
Rendimiento de las Reacciones Químicas
Muchas reacciones no se efectúan en forma completa, es decir los reactivos no se
convierten completamente en productos. El término rendimiento indica la cantidad
de producto que se obtiene experimentalmente en una reacción química. Se
calcula de la siguiente manera:

25 moles CH4 x 2 moles de O2 = 50 moles de O2
1 mol de CH4
100 g CH4 x 36 g H20 = 100X36 = 22,5 g H2O
16 g CH4
%Rendimiento = Cantidad obtenida experimentalmente x 100
Cantidad obtenida teóricamente

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3.  TAREA PREVIA

Desarrolle las preguntas según el grupo de laboratorio al que pertenece.Grupo 1

1. Defina:
 Ecuación Química
 Relación estequiométrica.
2. Realice un esquema sobre el procedimiento que se desarrollará en la práctica.
3. Plantee las ecuaciones de las dos reacciones que realizará, indique el tipo de
reacciones químicas y el nombre de las sustancias.

Grupo 2

1. Defina:
 Reactivo limitante
 Masa molar
2. Realice un esquema sobre el procedimiento que se desarrollará en la práctica.
3. Plantee las ecuaciones de las dos reacciones que realizará, indique el tipo de
reacciones químicas y el nombre de las sustancias.

4. PARTE EXPERIMENTAL

Materiales y reactivos

 Vaso precipitado de 250 mL
 Vaso de 50 mL
 Matraz erlenmeyer de 250 mL
 Bagueta
 Pipeta volumetrica de 20 mL
 Propipeta
 Luna de reloj
 Mechero con alcohol
 Embudo
 Papel de filtro
 Tubo de ensayo con tapón horadado y tubo de desprendimiento
 Solución de dicromato de potasio 5 g K2Cr2O7 / 250 mL solución
 Cloruro de Bario sólido
 Clorato de potasio solido
 Dióxido de manganeso
 Cucharadita medidora
 Balanza electrónica.
 Estufa eléctrica.
 Pinza para tubo de ensayo.
 Espátula de metal.

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Procedimiento experimental

Experimento N0 1: Reacción con formación de precipitado
1. Pesar 0,5 g de cloruro de bario y disolverlo en unos 20 mL de agua destilada en
un vaso de precipitados.
2. Con una pipeta volumétrica mida exactamente 20 mL de la solución de
dicromato de potasio y colocarlo en otro vaso de precipitados.
3. Vierta la solución de cloruro de bario sobre la solución de cromato de potasio.
4. Agite y luego deje reposar un minuto.
5. Pese el papel de filtro en la balanza y anote el peso.
6. Proceda a filtrar utilizando un embudo sobre un erlenmeyer (Fig. N°1).
7. Enjuague el vaso con dos porciones de unos 10 mL de agua destilada y
asegúrese que todo el sólido pase al papel de filtro.
8. Deje secar el producto obtenido en el papel filtro.
9. Pesar el producto (reste el peso del papel filtro pesado inicialmente).
10. Realice los cálculos para determinar el reactivo limitante, el exceso y el
rendimiento del proceso.

Fig. N°1. Técnica del doblado del papel filtro
Experimento N02: Descomposición de Clorato de potasio
1. Pesar un tubo de ensayo grande.
2. Agregue 1 gramo de clorato de potasio dentro del tubo de ensayo y añada
además 0,1 g de dióxido de manganeso para acelerar la reacción. Estos pesos
deberán ser lo mas exacto posible.
3. Coloque en el tubo de ensayo un tapón con tubo de desprendimiento,
4. Llene un vaso de 250mL hasta la mitad de su volumen con agua de caño.
5. Caliente el tubo suavemente (evite el humo blanco) hasta que no haya
desprendimiento de O2, recogiendo el gas en el vaso con agua (Fig. N°2).
6. Asegúrese que todo el oxígeno se desprenda (hasta que cese el burbujeo).
Primero retire el vaso con agua y luego el mechero.
7. Cuando el tubo enfríe. Pese nuevamente el tubo de ensayo, realice los cálculos
respectivos y determine el rendimiento.

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Fig. N°2

5. REPORTE

Experimento Nº 1: Reacción con formación de precipitado

1. Complete la tabla Nº 1.
Masa del papel filtro =………………….....
Masa del papel filtro con precipitado (seco) =…………….............
Masa del precipitado (seco) =………………………..

Ecuación balanceada
Nombre de las sustancias
Masa molar
Masa Teórica
Masa experimental obtenida __ __

1. Realice los cálculos para hallar el reactivo limitante en la reacción y las masas
teóricas de los productos.

2. Calcule el rendimiento de la reacción.

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Experimento Nº 2: Descomposición de Clorato de potasio

1. Complete los siguientes datos:

Antes de la reacción Después de la reacción

Masa de tubo vacio (1)
Masa total ( 5 ):

Masa de KClO3 (2)
Masa de O2 desprendido: (4) - (5)

Masa del MnO2 (3)
Masa total (4)

2. Completa la tabla Nº2.

Ecuación balanceada
Nombre de las sustancias
Masa molar
Masa Teórica
Masa experimental obtenida
3. Realice los cálculos estequiométricos para determinar la cantidad de O2 obtenido.

4. Calcule el rendimiento de la reacción con base al O2 desprendido.

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6. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

1. ¿Qué tipo de reacción química se ha producido? ¿Cómo se llaman los
productos formados en el experimento?

2. ¿Por qué es necesario pesar el papel de filtro solo y luego con el producto
seco?.

…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………….

3. ¿Por qué es importante medir con exactitud los pesos y los volúmenes de los
reactivos químicos en ambos experimentos?

…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………

4. ¿Qué factores dificultan que el rendimiento sea del 100% en ambos
experimentos?

…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………

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LABORATORIO N° 5

CINETICA QUIMICA

1. LOGROS:
 Explica los efectos de la concentración y de la temperatura sobre la velocidad
de una reacción química.
 Describe los factores que afectan la cinética de un proceso y valorar su
importancia.
 Contrasta el modelo teórico con los resultados experimentales.

2. INTRODUCCIÓN

La cinética química estudia la velocidad con que transcurren las reacciones
químicas y los mecanismos de ruptura y formación de nuevos enlaces entre
átomos, moléculas ó iones, que conducen a su transformación en nuevos
productos.

Hay dos razones principales para estudiar la cinética de las reacciones: una es
poder predecir la rapidez con la que una reacción se da analizando los factores que
la afectan y la otra es el estudio de los mecanismos de las reacciones, es decir el
análisis de la reacción como una secuencia de etapas elementales. Estos estudios
sirven de base para el diseño de innumerables procesos de importancia tanto
técnica como industrial.

Muchas reacciones como las que ocurren entre iones en solución se producen casi
instantáneamente tal que no es posible medir su velocidad sino por métodos
especiales o complejos. Otras reacciones son tan lentas que para poder
observarlas deben acelerarse mediante alguna forma de energía o a través de
catalizadores. Entre estos extremos hay muchas reacciones que ocurren a
velocidades que permiten observar su progreso durante un intervalo de tiempo
conveniente, estas reacciones se denominan "reacciones reloj" (clock reactions).

2.1 Factores que afectan la velocidad de reacción

La velocidad de reacción se puede modificar si se utilizan o manejan ciertos
factores, tales como

La concentración de los reactivos

Casi todas las reacciones químicas avanzan con más rapidez si se aumentala
concentración de uno o más de los reactivos.
Por ejemplo: la lana de acero arde con dificultad en el aire el cual contiene 20% de
oxígeno, pero enciende con llama blanca y brillante en oxígeno puro.
Es decir, que al variar la concentración de oxígeno se manifiesta un
comportamiento diferente.

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La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción

La rapidez de las reacciones químicas aumenta conforme se eleva la temperatura.
La medición de velocidades de reacción deben efectuarse a temperaturas
constantes porque el calentamiento las modifica. Se estima con gran aproximación
que un aumento de 10°C en la temperatura provoca la duplicación de la velocidad
de reacción.
Ejemplo: En la reacción del carbonato de calcio (CaCO3) con ácido clorhídrico (HCl)
se desprende un determinado volumen de dióxido de carbono (CO2) gaseoso.
CaCO3 + 2 HCl  CO2 + CaCl2 + H2O

Cuando se toman 1 mol de carbonato de calcio se desprenden al completarse la
reacción 22,4 L de dióxido de carbono a TPN.
Dicho volumen gaseoso a 25°C se desprende en 4 minutos, a 35°C por duplicarse
la velocidad se desprende en 2 minutos; y a 45°C por duplicarse nuevamente la
velocidad de reacción, el tiempo necesario se reduce a 1 minuto.

La superficie de contacto de los reactantes

Si a una sustancia se le hace reaccionar dividida en pequeños trozos, más
rápidamente ocurrirá la reacción. Por ejemplo, para hacer un puré de papas, éstas
estarán cocidas antes si las cortamos en trozos pequeños, que si son cocidas
enteras.

La presencia de catalizadores

Catalizador es aquella sustancia que afecta una reacción química acelerándola
(catalizador positivo o simplemente catalizador) o retardándola (catalizador negativo
o inhibidor). El catalizador no se consume en la reacción por lo cual solo es
necesario en pequeñas cantidades

2.2 Velocidad de Reacción

La transformación de reactantes en productos requiere de un cierto tiempo. Existen
reacciones que ocurren con una gran rapidez, mientras que otras son más lentas. A
la razón entre el cambio de concentración de un reactivo y el tiempo transcurrido se
le denomina velocidad de reacción.

Considerando el tiempo, se pueden observar:

-Reacciones rápidas: son aquellas en las cuales no es posible medir el tiempo
mientras ocurren. Por ejemplo, una explosión.

-Reacciones lentas: son todas aquellas en que es posible medir el tiempo en que
ocurren. Para ello se usa un instrumento denominado cronómetro. Por ejemplo, se
puede medir el tiempo que tarda una manzana en descomponerse.

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2.3 Ecuaciones de velocidad

Una reacción química balanceada puede representarse de la siguiente manera:

a A + b B  c C + d D

Donde : A y B representan los reactantes, C y D los productos de la reacción y a,
b, c, d los coeficientes de la reacción.
La velocidad de una reacción química esta dada ya sea por la velocidad de
desaparición de reactivos o por la velocidad de aparición de productos. Es la
variación del número de moles de uno de los reactantes o productos en una unidad
de tiempo, dividido entre el coeficiente respectivo.

Donde: [X] significa concentración molar de X en mol/L

Otra forma de expresar la velocidad es con una ecuación general o ley de velocidad

Velocidad = kt [A]
 [B] 

Donde: kt es la constante de velocidad a determinada temperatura, [A] y [B] son
las concentraciones molares  y , son valores determinados experimentalmente
que expresan el orden de reacción con respecto a A y B.

3.  TAREA PREVIA

Desarrolle las preguntas según el grupo de laboratorio al que pertenece.

Grupo N°1

1. De 2 ejemplos de reacciones químicas muy rápidas y 2 ejemplos de reacciones
muy lentas.
2. ¿De qué depende que una reacción química se dé rápidamente y otra más
lentamente? Explique con base en la energía de activación.
3. Indique cuál es el objetivo y que se quiere demostrar en el experimento N°1.

Grupo N°2

1. Mencione 4 factores que afectan la velocidad de reacción e indique como varia
ésta. Sea breve.
2. De un ejemplo para cada caso siguiente:
 Variación de la velocidad de reacción con la concentración
 Variación de la velocidad de reacción con la temperatura.
3. Indique cuál es el objetivo y que se quiere demostrar en el experimento N°2.

       
Td
D
Tc
C
Tb
B
Ta
Avelocidad







 

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4. PARTE EXPERIMENTAL
En esta práctica se estudia la cinética de la reacción reloj de yodo que nos
permitirá demostrar la forma en que es afectada una reacción por las
concentraciones de los reactivos, así como por los cambios de temperatura.

Esta reacción ocurre en fase acuosa. Los reactantes efectivos son el ión iodato IO3
-
(reactivo en exceso) y el ión bisulfito HSO3
-, la reacción puede representarse por la
ecuación sin balancear:

IO3
- ( ac) + HSO3
- ( ac)  I
-
(ac) + HSO4
-
( ac) (1)

Los iones ioduro I- formados reaccionan con los iones iodatos IO3- en exceso
produciendo yodo molecular I2 según la siguiente reacción no balanceada:

I-( ac) + H
+
( ac) + IO3
- ( ac)  I2 ( ac) + H2O ( l ) (2)

Inmediatamente cuando los iones bisulfito HSO3
- se han consumido por la reacción
(1), el yodo molecular I2 forma un complejo azul con almidón presente en la
disolución lo cual indica que la reacción (1) ha llegado a su fin. La reacción (1) es
lenta y es la etapa determinante de la velocidad mientras que la reacción (2) es
instantánea.

Materiales y reactivos:

 Vaso de 250 ml.
 Termómetro de 0 a 110º C
 Plancha de calentamiento
 Gradilla.
 30 tubos de ensayo Pirex
 Tapones para los tubos de ensayo
 Gotero
 Pipeta graduada de 10 mL.
 Pro- pipeta.
 Un cronómetro o un reloj con registro de segundos
 Solución A : Yodato de Potasio, KIO3 0,025 M
 Solución B : Bisulfito de sodio, NaHSO3 0,025 M
 Indicador : Almidón
 Agua destilada.
 Pinza para vaso de precipitado.

Procedimiento Experimental:
Experimento 1: Efecto de la concentración

Para observar el efecto de la concentración de uno de los reactantes sobre el
tiempo de reacción, se harán diluciones de la solución A para variar la
concentración del ión yodato (IO3
-) manteniendo la concentración del bisulfito
(HSO3
-) constante.

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1. Enumera los tubos de la siguiente manera: 1A, 2A, 3A, 4A y 5A; 1B, 2B, 3B, 4B y
5B.

2. Mide exactamente con una pipeta el volumen de la solución A según la tabla y
colócalo en cada tubo A, agrega almidón y agua destilada según se indica en la
tabla. Con otra pipeta mide exactamente la solución B y viértelo en los tubos B .

Contenido Tubo Contenido
1A 10 mL A + 2 gotas almidón 1B 8 mL de B
2A 8 mL A + 2 mL de agua + 2 gotas almidón 2B 8 mL de B
3A 7 mL A + 3 mL de agua + 2 gotas almidón 3B 8 mL de B
4A 6 mL A + 4 mL de agua + 2 gotas almidón 4B 8 mL de B
5A 5 mL A + 5 mL de agua + 2 gotas almidón 5B 8 mL de B

3. Registra la temperatura de una muestra de agua al ambiente y complete la tabla
N°1.
4. Alista un cronómetro inicial en cero.
5. Vierte la soluciónde 1B en 1A, coloca el tapón se invierte rápidamente el tubo
dos veces para homogenizar la mezcla reactante. Toma el tiempo desde el
instante en que ambas soluciones entran en contacto. Anota el tiempo en la
tabla N°2.
6. Repite los pasos 1 y 2 para los demás pares de tubos.
7. Realiza los cálculos y gráficos correspondientes.

Experimento 2: Efecto de la temperatura

Para investigar el efecto de las variaciones de temperatura se determinará el tiempo de
reacción a una temperatura 10 °C por encima y por debajo de la temperatura ambiente.

Experimento 3: Aumento de temperatura

Repite los pasos 1 y 2 del experimento anterior, pero esta vez coloca los tubos en
baño María al menos durante 10 minutos para que alcancen la temperatura
deseada (10°C por encima de la temperatura ambiente). Coloca al mismo tiempo
un tubo con agua para controlar la temperatura.
Repite los pasos d), e), f) y g) del experimento anterior, para los demás pares de
tubos y registre sus datos en la tabal n°4
Experimento 4: Disminución de la temperatura:
Repite los pasos a) y b) del experimento anterior, usando los tubos enfriados en
baño de hielo al menos durante 10 minutos para que alcancen la temperatura
deseada (10°C por debajo de la temperatura ambiente). Usa un tubo con agua
para controlar la temperatura.
Repite los pasos 3, 4 y 5 del experimento anterior, para los demás pares de tubos y
registre sus datos en la tabla n°4.

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5. REPORTE
Experimento Nº 1: Efecto de la concentración
Datos. Complete las tablas siguientes:

Tabla Nº1

Tabla Nº2

Calcule la concentración final de cada solución, en cada tubo y complete la tabla
No.3. Para ello use la ecuación:

Co Vo = CF VF

Tabla Nº 3

Donde:
AV O
= volumen inicial de la solución A (KIO3)

BV O
= volumen inicial de la solución B (NaHSO3)
VF = volumen final de la solución al mezclar la solución A con la solución B

FA
C = concentración final de la solución A (KIO3)

FB
C = concentración final de la solución B (NaHSO3)

Conc. Inicial de la solución A
(KIO3)
iAC
Conc. Inicial de la solución B
(NaHSO3)
iBC
Temperatura ambiente (ºC)
Tamb

Tubo Nº Tiempo (s)
1
2
3
4
5
Tubo Nº AV O

(mL)

BV O

(mL)
V OH 2
(mL) VF (mL)
FA
C (mol/L)
FB
C (mol/L) Tiempo(s)
1
2
3
4
5

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Experimento Nº 2: Efecto de la temperatura

1. Llene la tabla Nº 4 con los tiempos de reacción para cada tubo y a cada
temperatura (
FA
C , fué calculado en la tabla Nº 3)
Tabla Nº 4

Tubo Nº

[ KIO3]F =
FA
C
Tiempo (s)
T(ºC):………..
(Caliente)
T(ºC):………..
(Frio)
1
2
3
4
5

2. Construye tres curvas con los datos obtenidos a las diferentes temperaturas.
Grafica concentración final del KIO3 (eje Y) versus el tiempo en segundos (eje
X ) para la temperatura ambiente, temperatura en caliente y temperatura fría.

Curva : [ KIO3]F Vs Tiempo

[ ]mol/Lx104

t (s)

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6. CUESTIONARIO

1. ¿Cómo se expresa la concentración de un reactivo? ¿en qué unidades?
……………………………………………………………………………………………
2. ¿Qué compuesto(s) es responsable de la coloración observada?
………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………
……………………

3. Interpreta los gráficos obtenidos. ¿Cómo afectan la temperatura y la
concentración de los reactivos a la velocidad de una reacción?
.................................................................................................................................
.................................................................................................................................
...........................................................................................................................

4. ¿Por qué se le llama "reacción reloj" a la reacción empleada en la práctica?
………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………

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LABORATORIO Nº 6
ELECTROQUIMICA

1. LOGROS
 Explica el funcionamiento de las celdas electroquímicas.
 Reconoce los tipos de celdas
 Identifica las ecuaciones involucradas en los procesos.
 Señala la importancia que poseen las celdas electroquímicas.

2. INTRODUCCIÓN

La electroquímica estudia la relación que existe entre energía eléctrica y energía
química. Hay cambios químicos que producen corriente eléctrica mientras que en
otros casos se consume energía eléctrica para producir los cambios químicos.

A las reacciones químicas en las que existe transferencia de electrones de una
sustancia a otra se les llama reacciones de óxido-reducción.
oxidación. Pérdida de electrones. El agente reductor se oxida.
reducción. Ganancia de electrones. El agente oxidante se reduce.
Las reacciones o semireacciones de óxido reducción son simultáneas y no ocurren
por separado. Siempre que una especie pierda electrones debe existir alguna que
gane dichos electrones y viceversa.

Celdas electroquímicas
A la superficie sobre la cual se produce la oxidación se le denomina ánodo,
mientras que la superficie sobre la cual se produce la reducción se llama cátodo y a
cualquiera de ellos se le denomina electrodos. A la reunión de ambos electrodos
incluyendo el medio que los comunica, se le llama celda electroquímica. Los
electrodos pueden participar en la reacción o ser actuar únicamente como
superficies inertes.
A fin de observar las semireacciones y obtener un flujo o corriente eléctrica, los
electrodos deben estar separados físicamente pero manteniendo algún punto o
medio de contacto. En estas condiciones se puede intercalar en el sistema ya sea
una fuente eléctrica o algún dispositivo para medir la corriente eléctrica que fluye a
través de los electrodos.

Hay dos tipos de celdas electroquímicas:

Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica, que procede
de una fuente externa provoca reacciones químicas que de otra forma serían no
espontáneas.
Celdas voltaicas: son aquellas en las cuales las reacciones químicas que a
condiciones dadas son espontáneas producen electricidad la cual sale a un circuito
externo.

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El electrolito es una sustancia iónica que cuando está fundida o en disolución es
capaz de transportar corriente eléctrica. Generalmente son ácidos, bases o sales.

Iones son las partes en las que el electrolito se descompone y según la teoría de
Arrhenius, son partículas químicas cargadas de una masa eléctrica que les confiere
propiedades distintas al de los cuerpos simples. Al ión negativo, se le llama anión,
mientras que al ión positivo se le llama catión.
Leyes de Faraday

Los estudios realizados por Faraday acerca de la electrolisis le permitieron sacar la
siguiente conclusión:
“La cantidad de sustancia que experimenta oxidación o reducción en cadaelectrodo
durante la electrólisis, es directamente proporcional a la cantidad de corriente que
atraviesa la celda”.
Esta relación es conocida como la ley de Faraday. Así un “faraday” es la cantidad
de electricidad que reduce un peso equivalente de una sustancia en el cátodo y
oxida a un peso equivalente en el ánodo.

Peso equivalente
Peso fórmula entre la carga. Así, el peso equivalente del cobre es 63,5 / 2 = 31,75
g y el peso equivalente de la plata es 107,9 / 1 = 107,9 g.

Unidades
Un coulomb (C) se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto
determinado cuando se hace fluir un amperio (A) de corriente eléctrica durante un
segundo. Un amperio es igual a un coulomb por segundo. Un faraday es igual a la
carga de 96 487 coulombs.

Amperímetro
Instrumento medidor de corriente y está diseñado para medir la cantidad de
electricidad que por minuto a través del conductor.

Aplicaciones
Una de las principales aplicaciones de la electroquímica es la electrometalurgia.
Los óxidos de los metales muy activos no se reducen por el carbón, excepto a
temperaturas muy elevadas. Los óxidos de calcio, magnesio, aluminio y metales
alcalinos pueden reducirse por el carbón en un horno eléctrico, pero en estas
circunstancias el metal se combina con el carbono para formar el carburo
correspondiente. Dichos metales se preparan generalmente por electrólisis de
sales fundidas, tales como el cloruro de calcio, hidróxido de sodio y cloruro de
sodio. El aluminio se preparar en gran escala por electrólisis de una disolución de
su óxido, la creolita. Se emplean las sales fundidas porque la electrólisis de una
solución acuosa de una sal de un metal muy activo da lugar únicamente a la
formación de gas hidrógeno en el cátodo proveniente de la descomposición del
agua. Los metales que siguen al hidrógeno en una escala de reactividad llamada
serie electromotriz pueden depositarse fácilmente a partir de las soluciones
acuosas de sus sales. Los metales situados por encima del hidrógeno, hasta el

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manganeso, pueden también depositarse de sus disoluciones acuosas, aunque
simultáneamente con el hidrógeno, si la concentración de los iones hidronio se
mantiene baja.

Otra de las aplicaciones de la electroquímica es la electrodeposición de metales
tales como el cromado, cobreado, zincado, etc., que puede hacerse tanto para
proteger a un metal contra la oxidación, recubriéndolo de un metal más noble, como
para fines decorativos dando valor agregado a éstos debido al galvanizado.

Electrólisis del agua
Electrólisis
Rompimiento causado por energía eléctrica. Las sustancias se descomponen en
otras sustancias más simples por reacciones de óxido-reducción.

Cuando se hace pasar corriente eléctrica a una celda conteniendo agua y un
electrolito, los electrones son separados del ánodo y se dirigen hacia el cátodo. Los
iones H+ provenientes del agua reciben un electrón provocando la formación de un
átomo neutro de hidrógeno, H, de acuerdo a la reacción:

El átomo de hidrógeno, muy reactivo debido al único electrón en su exterior, al
entrar en contacto con otro átomo de hidrógeno, produce una molécula diatómica
de hidrógeno gaseoso más estable: 2HHH 
Y la reacción resultante en el cátodo sería

Los iones oxhidrilo,
OH formados por la disociación del agua, producirán la
siguiente reacción en el ánodo:

La reacción total en la celda es la siguiente: 2 H2O(l)  2 H2(g) + O2(g)

Esta reacción se produce independientemente del electrolito. La función del
electrolito es aumentar la conductividad de la disolución de tal manera que el flujo
de corriente sea elevado y ocurra una electrólisis rápida. Si fuera electrolizada el
agua pura, la conductividad debida solo a los iones
 yHOH a una
concentración de
710 moles/litro sería muy baja la electrólisis tan lenta que
prácticamente no se podría apreciar.

HeH  
2 H2O + 2e
-
 H2 (g) + 2 OH
-

4 OH
-
 O2 (g) + 2 H2O (l) + 4e
-

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3. TAREA PREVIA

Desarrolle las preguntas según el grupo de laboratorio al que pertenece.

Grupo N° 1
1. Describa la celda voltaica: cinc-sulfato de cinc, cobre-sulfato de cobre, indicando
sus partes en un diagrama. Indique quien se oxida y quien se reduce, las
semireacciones y la reacción total.
2. Indique dos aplicaciones de la celda voltaica.
3. Explique brevemente en qué consiste el cromado.

Grupo N° 2

1. Describa la celta electrolítica del cloruro de sodio fundido, indicando sus partes
en un diagrama. Indique quien se oxida y quien se reduce, las semirecciones y la
reacción total.
2. Indique dos aplicaciones de la celda electrolítica.
3. Explique brevemente en qué consiste el cobreado.

4. PARTE EXPERIMENTAL

Experimento N° 1: COBREADO Y CROMADO

Materiales y reactivos

 Solución de óxido de cromo, Cr2O3 ( 250 g/L )
 Ácido sulfúrico concentrado, H2SO4 cc
 Solución de sulfato de cobre CuSO4 ( 250 g/L )
 Hidróxido de sodio, NaOH al 2%
 Solución de ácido clorhídrico, HCI 2%
 Multímetro digital, cables, conexiones
 Vasos de precipitado
 Monedas
 Fuente poder.

Procedimiento experimental

Limpia los objetos que se van recubrir (limpieza mecánica), quítales la grasa
empleando una solución de detergente y un cepillo, papel abrasivo o similar. La
limpieza química se realiza colocando la pieza primero en una solución de soda
(NaOH) al 2 % haciendo circular a través de ella corriente eléctrica, luego se
procede de igual forma con una solución de ácido clorhídrico (HCI) 0,5 N. Esta
limpieza química o decapado, se realiza con el fin de eliminar los óxidos de la
superficie de las piezas a recubrir y para obtener rugosidades microscópicas que
permitan una mejor adherencia.
El régimen de trabajo: densidad de corriente, temperatura y tiempo, se determina
experimentalmente.

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Cobreado

Instala el sistema. Coloca una lámina de cobre y el objeto a cobrear como
electrodos en el baño de sulfato de cobre. Sumerge el objeto por el tiempo que sea
necesario, hasta lograr un depósito uniforme y brillante, haciendo pasar una
densidad de corriente apropiada. Evita que tope con las paredes del vaso o con el
electrodo. Voltéalo a la mitad del procedimiento para un recubrimiento uniforme.
Las condiciones generales de operación son:
Densidad de corriente: 1 - 4 amp/dm2
Temperatura Ambiente
Tiempo de contacto 15 s o más, según el área del objeto
Cromado
Empleando una moneda previamente recubierta de cobre, arma el nuevo sistema,
colocando una resistencia si fuera necesario.
Coloca como electrodos una lámina de plomo y el objeto a cromar. Sumerge el
objeto por el tiempo que sea necesario, hasta lograr un depósito uniforme y
brillante, haciendo pasar una densidad de corriente apropiada. Evita que tope con
las paredes del vaso o con el electrodo. Voltéalo a la mitad del procedimiento para
un recubrimiento uniforme. Las condiciones de operación generales son:
Densidad de corriente 7-15 amp/dm2
Temperatura de baño 45 a 55ºC
Tiempo de exposición Variable, según el espesor de la capa

Experimento N° 2: Electrólisis

Materiales y reactivos

 Agua destilada
 Electrolito
 Batería, cables y conexiones
 Aparato de Hoffman para electrolisis
 Electrodos de carbón
 Tapones de goma
 Fuente poder.

Procedimiento experimental

Sella la parte inferior de los tubos con los