GUIA-LAB-CIVIL-QUIMICA-I-210015-2018

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DEPARTAMENTO DE QUIMICA 
FACULTAD DE CIENCIAS 
UNIVERSIDAD DEL BIO-BIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 GUIA DE LABORATORIO 
QUIMICA GENERAL I (210015) 
INGENIERIA CIVIL QUIMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRUCCIONES GENERALES DE LABORATORIO 
 
1. Los alumnos deben presentarse al laboratorio con el siguiente material: 
- un delantal blanco 
- un cuaderno de 40 hojas para anotar los datos experimentales y sus observaciones 
- guía de laboratorio 
- una caja de fósforos o un encendedor 
- un paño de aseo. 
 
2. El trabajo de laboratorio será evaluado a través de un test (al inicio) y un informe (al final), 
contribuyendo ambas evaluaciones con el mismo porcentaje a la nota final de laboratorio. 
 
3. La materia a controlar en los test e informes comprende la parte experimental a ensayar y 
los conceptos teóricos, que Ud podrá encontrar en cada práctico de esta Guía de 
Laboratorio. 
 
4. Con respecto al material de laboratorio, los alumnos deberán considerar lo siguiente: 
 
4.1. Observar atentamente las etiquetas de los frascos de reactivos antes de usarlos, taparlos 
y luego dejarlos en su lugar correspondiente. 
4.2. No devolver nunca restos de reactivos a los frascos, (sólidos o líquidos). No introducir en 
ellos espátulas o cucharillas sin asegurarse que estén completamente limpios. 
4.3. No introducir pipetas a frascos que contengan reactivos líquidos o en solución. Saque el 
volumen de reactivo en un vaso de precipitado o en un tubo de ensayo y mida desde allí 
con la pipeta, el volumen deseado. 
4.4. Los residuos líquidos se desechan en el desagüe manteniendo el agua de la llave siempre 
corriendo. 
Los residuos sólidos se depositan en los basureros ubicados en los costados de cada 
mesón. 
 
5. Respecto a la asistencia al laboratorio: 
 
5.1. El laboratorio tiene una hora determinada de inicio no aceptándose alumnos atrasados. 
5.2. La asistencia al laboratorio es de un 100% de los trabajos programados. 
 5.3. En caso eventual de inasistencia ésta deberá ser justificada con el profesor del grupo de 
laboratorio en una plazo no superior a 48 horas desde la inasistencia a dicho laboratorio, 
mediante una fotocopia del certificado médico presentado al Servicio de Salud u otro 
documento que justifique su inasistencia. 
 
6. Durante el desarrollo del laboratorio el alumno deberá observar un comportamiento correcto, 
seguir las instrucciones dadas y consultar al profesor o al ayudante a cargo del práctico 
cualquier duda referente a la manipulación uso de un equipo o reactivo determinado. 
 
7. Durante el desarrollo del práctico, está prohibido el uso de aparatos de música y celulares. Si 
está permitido el uso de calculadora. 
 
 
 
INTRODUCCION 
 
En esta sesión el alumno conocerá el material básico de laboratorio, aprenderá su uso y lo aplicará 
a las actividades prácticas que se explican en esta guía. 
 
Material de Laboratorio 
 
1. De vidrio 
 
 A. Para contener líquidos 
 
 A.1) Tubo de ensayos Contener líquidos, efectuar reacciones. 
 A.2) Vaso de precipitados Contener líquidos, efectuar reacciones y calentar. 
 A.3) Matraz Erlenmeyer Contener líquidos en las titulaciones, efectuar 
reacciones. 
 A.4) Matraz de fondo plano Contener líquidos, efectuar reacciones y calentar 
 A.5) Balón Calentar líquidos y conectar equipos. Ejemplo: 
destilación 
 A.6) Matraz Kitasato Filtración con succión 
 A.7) Frascos Contener y guardar soluciones y reactivos 
 
 B. Para medir volúmenes 
 
 B.1) Pipeta parcial Medir distintos volúmenes 
 B.2) Pipeta total Medir un volumen fijo con exactitud 
 B.3) Bureta Medir diferentes volúmenes con exactitud 
 B.4) Matraz aforado Medir volúmenes exactos al preparar soluciones 
 B.5) Probeta Medir volúmenes aproximados. 
 
 C. Otros 
 
 C.1) Vidrio reloj Contener muestras a ensayar y como tapa para 
vasos, cápsulas y otros 
 C.2) Termómetro Medir temperatura 
 C.3) Refrigerante Condensar vapores en destilación 
 C.4) Trompa de agua Succión de gases para disminuir presión en filtración 
con succión. 
 C.5) Embudo Cónico Trasvasijar y filtrar líquidos 
 C.6) Embudo de decantación Separar líquidos no miscibles de distinta densidad 
 C.7) Desecador Secar muestras bajo 100ºC hasta temperatura 
ambiente 
 C.8) Bagueta o varilla de vidrio Agitar soluciones y recolectar precipitados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. De fierro 
 
2.1) Soporte Universal Soporte de pinzas para armar equipos 
 
2.2) Trípode Soporte de rejillas para calentar con mechero 
2.3) Rejilla con asbesto Soporte de recipientes para calentamiento 
homogéneo. 
2.4) Triángulo Soporte de crisoles para calentar 
2.5) Mechero Bunsen Fuente de calor 
2.6) Pinzas para crisoles Coger crisoles, cápsulas, etc., a altas temperaturas 
2.7) Nueces Unión con tornillos entre pinzas y soporte universal 
2.8) Pinza para matraces Sostener matraces y conectar a una soporte 
2.9) Argolla con tornillo Sostener embudos u otros y conectar a soporte 
 
3. De Porcelana 
 
3.1) Cápsula Calentar y secar sustancias 
3.2) Crisol Calentar y calcinar sustancias 
3.3) Mortero Triturar muestras 
3.4) Embudo Büchner Filtrar con succión 
 
 
 
 
 
4. Otros 
 
4.1) Pinza de madera Sostener tubos de ensayos calientes 
4.2) Gradilla Soporte de tubos de ensayo 
4.3) Piseta de plástico Lavar precipitados 
4.4) Espátula Medir pequeñas cantidades de sustancias sólidas 
4.5) Papel filtro Filtrar 
4.6) Balanza Determinar masas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NORMAS DE SEGURIDAD DEL LABORATORIO QUIMICO 
 
Estas normas son de obligado y estricto cumplimiento, por lo tanto deben ser memorizadas 
y seguidas en todo momento por el Alumno. Su imcumplimiento puede implicar la 
expulsión del Alumno del Laboratorio. 
 
1. NORMAS PERSONALES 
 Durante toda la permanencia en el laboratorio debe llevar puesto y abrochado el 
delantal, lo mismo que las gafas de seguridad. Los lentes de contacto podrían 
resultar peligrosos en caso de salpicaduras. 
 Si tiene el cabello largo, debe llevarlo debidamente tomado. 
 Use ropa que cubra todo el cuerpo y que se quite con facilidad, así como zapatos 
planos y cerrados. No use bufanda, pañuelos largos ni prendas u objetos que 
dificulten su maniobrabilidad y movilidad. Evite cadenas o pulseras que puedan 
engancharse. 
 Utilice los mesones laterales y percheros para dejar mochilas, abrigo y bolsas. No los 
deje sobre el mesón de trabajo. 
 Se prohíbe consumir alimentos en el laboratorio. 
 Disponga sobre la mesa de trabajo sólo el material pertinente a la actividad 
experimental a realizar (cuaderno, guía, lápiz, calculadora). Mantenga el lugar de 
trabajo limpio y ordenado. 
 Mantenga sus manos limpias y secas. 
 Procure no desplazarse de un lado para otro sin motivo. Se prohíbe correr dentro 
del laboratorio. 
 Durante el desarrollo del práctico se prohíbe el uso de aparatos de música y 
celulares. Estos deben permanecer en silencio y fuera del área de trabajo. 
 
2. INFORMACION PREVIA 
 Estudie previamente el tema a tratar en cada laboratorio y familiarícese con los 
principios y métodos involucrados en la actividad experimental. Debe interiorizarse 
de las características y riesgos de las actividades, de los procedimientos y de las 
sustancias que manipulará en las actividades experimentales. 
 
3. TRABAJO EN EL LABORATORIO 
 El trabajo en el laboratorio requiere de limpieza estricta del material y del puesto de 
trabajo. Al finalizar el trabajo experimental, debe dejar el material limpio y 
ordenado. 
 Se prohíbe estrictamente realizar ensayos no autorizados. 
 Ante cualquier duda de cómo actuar, debe consultar al Docente o al Ayudante. 
 En caso de producirse un accidente, quemadura o lesión, comuníquelo 
inmediatamente al Profesor. 
 En caso de evacuación del edificio, cierre la llave de paso del gas, desenchufe el 
material eléctrico y salga de manera ordenada según instrucciones. 
 Manejecon especial cuidado el material frágil, por ejemplo el material de vidrio. 
Revíselo al inicio del trabajo experimental para comprobar posibles fisuras, esta 
norma es obligatoria cuando utilizará el material en vacío o a presión superior a la 
atmosférica. Informe al Docente o al Ayudante del material roto o averiado. 
 Mantenga perfectamente limpio y seco el puesto de trabajo, especialmente cuando 
use material enchufado a la red eléctrica. La manipulación de los materiales 
eléctricos debe hacerse con el aparato desconectado de la red. 
 No ponga en funcionamiento un aparato que haya armado o un material eléctrico 
sin que el Profesor o el Ayudante haya revisado la instalación. 
 Al utilizar manta calefactora, no la enchufe hasta el momento de comenzar el 
calentamiento. 
 
 
 Debe observar los signos de peligrosidad que aparecen en los frascos de reactivos. 
Si no dispone de información suponga que las sustancias químicas son tóxicas y que 
los solventes orgánicos son inflamables. 
 No devolver nunca restos de reactivo (sólidos o líquidos) a los frascos desde donde 
los extrajo. Para introducir en sólidos espátulas o cucharillas debe asegurarse que 
ellas están completamente limpias. 
 No introducir pipetas a frascos de reactivos líquidos. Sacar un volumen a un vaso 
de precipitados o a un tubo de ensayos, y medir desde allí con la pipeta el volumen 
deseado. No debe pipetear líquidos con la boca. Utilice para ello dispositivos 
adecuados (propipeta). 
 Los frascos de reactivos y solventes deben cerrarse inmediatamente después de 
su uso. 
 Esta estrictamente prohibido llevarse algún reactivo o material a la boca. 
 Si algún liquido o solido se derrama debe limpiar inmediatamente de la forma 
adecuada (consulte al Docente o al Ayudante). 
 Los ácidos y las bases fuertes se deben manipular con mucha precaución, ya que la 
mayoría son muy corrosivos. El contacto con la piel o con la ropa, puede producir 
heridas y quemaduras importantes. 
 Si derrama accidentalmente algún producto químico, se debe lavar la zona afectada 
con abundante agua. Si derrama sobre el mesón, se debe limpiar con agua y secar 
posteriormente con un paño. 
 Al mezclar algún acido (por ejemplo, ácido sulfúrico) con agua, siempre se debe 
agregar el ácido sobre agua, nunca al contrario, pues el ácido puede eyectarse y así 
provocar quemaduras serias en la cara o los ojos. 
 No manipule cerca de una fuente de calor sustancias inflamables. 
 Cuando deba retirar el material de vidrio de la llama u otra fuente de calor, debe 
utilizar pinzas de madera para tomar el material. 
 Al calentar tubos de ensayo debe sostenerlo con pinzas de madera, procure darle 
cierta inclinación. No debe observar directamente (utilice gafas de seguridad) al 
interior del tubo y la boca de éste no debe estar dirigida hacia Ud. ni a algún 
compañero, es muy probable que se produzcan con el calentamiento proyecciones 
violentas del líquido por sobrecalentamiento. 
 Evite la inhalación de vapores y/o material particulado fino, tanto de sólidos como 
líquidos. 
 En la preparación de disoluciones se debe agitar de manera suave para evitar 
salpicaduras del líquido. 
 Sea cuidadoso con el uso del mechero, apáguelo siempre que no esté en uso. 
 
 
 
 
MANIPULACION DE RESIDUOS. 
 Los residuos líquidos no deben ser desechados en el desagüe. Se dispone de 
recipientes señalados para este propósito. 
 Los residuos sólidos se depositan en basureros ubicados a los costados de cada 
mesón. 
 Si un termómetro de mercurio se rompe debe dar aviso inmediatamente al 
Docente o al Ayudante. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRACTICO Nº 1 “Uso y Conocimiento de Materiales Básicos de Laboratorio“ 
 
OBJETIVOS: 
1. Informarse sobre las normas y reglamento del laboratorio de química. 
2. Conocer y ensayar algunos materiales de uso común en un laboratorio químico. 
3. Mostrar como la cantidad de cifras significativas de la medida informada está limitada 
por la precisión de los instrumentos usados para evaluar la medida. 
 
INTRODUCCION 
En Química la materia se observa determinando, midiendo y monitoreando propiedades 
físicas y químicas de ella. Una propiedad es una característica utilizada para describir la 
materia; algunas propiedades son el tamaño, masa, densidad, solubilidad, etc. La 
comprensión de los cambios de la materia (procesos químicos) depende de nuestra 
habilidad para adquirir información precisa de la materia, antes y después de la 
transformación; la información es cuantitativa cuando se obtiene a partir de medidas. Las 
medidas constan de un número y una unidad. En este laboratorio Ud. se introducirá a 
algunos aparatos y/o materiales, y aprenderá como se usan para obtener medidas 
correctas. Los procedimientos que utilizará experimentalmente le permitirá reforzar 
conceptos vertidos en las clases. Lea previamente la guía del experimento que va a realizar, 
asegúrese de comprender las etapas de los experimentos y de conocer la teoría asociada a 
la actividad experimental. Durante el práctico anote en su cuaderno de laboratorio todas 
las observaciones y los datos, esto le servirá para elaborar el informe de laboratorio; en el 
cual Ud. debería poder explicar qué experimento realizó, qué aprendió y qué significan los 
resultados. 
 
MATERIALES Y REACTIVOS PARA ACTIVIDAD A REALIZAR POR LOS ALUMNOS 
 
Pipeta total de 10 mL Vaso de precipitados de 250 mL 
Pipeta parcial de 10 mL Termómetro 
Gradilla con tubos de ensayo Mechero Bunsen 
Bureta Trípode y rejilla 
Probeta Soporte, nuez y pinza 
 
ACTIVIDADES 
 
1. Realizadas por el Profesor 
 
a) Informar a los Alumnos sobre el Reglamento de Laboratorio. En especial, acerca de los 
materiales que deben traer los Alumnos al Laboratorio, al horario y asistencia, a las 
evaluaciones y ponderación de éstas, y a los riesgos y precauciones al interior del 
laboratorio. 
 
b) Presentación de los materiales siguientes: Tubo de ensayo – Gradilla– Vaso de 
precipitados – Probeta – Pipeta parcial – Pipeta total– Propipeta– Bureta – Matraz 
Erlenmeyer– Matraz aforado – Matraz de fondo plano– Balón– Vidrio reloj – Embudo 
cónico – Termómetro– Bagueta –– Soporte universal – Nueces – Pinzas – Argolla – 
Trípode – Rejilla con asbesto – Mechero Bunsen – Pinza de madera – Piseta – Espátula 
 
2. Realizadas por los Alumnos 
a) Medición de volúmenes. Medir 2 mL de agua de la llave con una pipeta parcial y 
vaciarlos a un tubo de ensayo, observar y dibujar. Repetir el procedimiento para 5 mL 
con pipeta parcial y para 10 mL con pipeta total. 
 
b) Comparación de la medida de un volumen. Medir 50 mL de agua destilada en una 
bureta, vaciarlos a una probeta y comparar la lectura, luego vaciarlos a un vaso de 
precipitados y comparar nuevamente. 
 
 
 
c) Medición de temperatura. Coloque en vaso de precipitados (250 mL) aproximadamente 
50 mL de agua de la llave, mida su temperatura. Posteriormente, usando trípode y rejilla 
de asbesto, coloque el vaso de precipitados sobre el mechero y proceda a calentar 
levemente el agua por 
 
 
 
 
 
PRACTICO Nº2 “Uso de material común en un Laboratorio Químico y cifras significativas 
en medida calculada por la recolección de datos” 
 
OBJETIVOS: 
1. Informarse sobre las normas y reglamento del laboratorio de química. 
2. Conocer y ensayar algunos materiales de uso común en un laboratorio químico. 
3. Mostrar como la cantidad de cifras significativas de la medida informada está limitada 
por la precisión de los instrumentos usados para evaluar la medida. 
 
INTRODUCCION 
En Química la materia se observa determinando, midiendo y monitoreando propiedades 
físicas y químicas de ella. Una propiedad es una característica utilizada para describir la 
materia; algunas propiedades son el tamaño, masa, densidad, solubilidad, etc. La 
comprensión de los cambios de la materia (procesos químicos) depende de nuestra 
habilidad para adquirir información precisa de la materia, antes y después de la 
transformación; la información es cuantitativacuando se obtiene a partir de medidas. Las 
medidas constan de un número y una unidad. En este laboratorio Ud. se introducirá a 
algunos aparatos y/o materiales, y aprenderá como se usan para obtener medidas 
correctas, con precisión y exactitud correctas. 
 
Largo cinta 2,3±0,1 cm 
 
 
Largo cinta 2,30,5 cm 
 
 
Todos los aparatos de medida están sujetos a error, lo que hace imposible obtener medidas 
exactas. Ud. debe registrar todos los dígitos de las medidas obtenidas con la precisión que 
le indica el dispositivo o material usado. La exactitud de la medida se obtiene cuando el 
valor medido está cerca del valor real; en cambio, precisión se refiere a la reproducibilidad 
de datos cuando Ud. realiza más de una medida. Por lo tanto, para efectuar buenas 
mediciones y obtener resultados confiables, esto es, exactos y precisos; debe utilizarse un 
instrumento calibrado y utilizar buenas técnicas de medición. 
 
En este experimento, además, Ud. evaluará la densidad de una solución, la cual es una 
propiedad física de la materia; en ocasiones puede usarse para identificar una sustancia. De 
manera cualitativa informa cuán “pesado” es un cierto volumen de un material, está 
definida por la ecuación: 
 
𝑑 =
𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
 
 
Ejemplo. La determinación experimental de un objeto arrojó que su masa es 29,1143 g y su 
volumen es 25,9 mL. Su densidad es: 
𝑑 =
29,1143 𝑔
25,90 𝑚𝐿
= 1,12 (
𝑔
𝑚𝐿
) 
 
 
 
 
Dependiendo del estado físico de la sustancia, la densidad se mide habitualmente en (g/L) 
para sustancias gaseosas y en (g/mL) ó (g/cm3) para sólidos y líquidos. Según la ecuación 
anterior podemos evaluar la densidad midiendo la masa y el volumen, o bien usando un 
instrumento que mide directamente la densidad (sólo en líquidos) llamado higrómetro. 
 
Cuando se mide el volumen de los líquidos usando los materiales disponibles en el 
laboratorio, Ud. debe enrasar (Igualar el nivel del líquido a la medida indicada en el material 
de medida) y posteriormente observar el menisco (vea figura 1). Para evitar errores en la 
medida el aparato volumétrico debe estar en posición vertical y los ojos del observador 
encontrarse a la altura del menisco. De manera que el aforo (marca que indica un volumen 
determinado) se visualice como una línea. En la figura de la derecha la lectura del líquido 
nos indica que su volumen es 10,6 mL, el cual debe ser informado de esa manera. 
 
 
 
MATERIALES Y REACTIVOS PARA ACTIVIDAD A REALIZAR POR LOS ALUMNOS 
 
Pipeta total de 10 mL Vaso de precipitados de 50 y 250 mL 
Pipeta parcial de 10 mL Termómetro 
Balanza Mechero Bunsen 
Solución acuosa de NaCl Higrómetro 
Probeta 
 
ACTIVIDADES 
 
1. Realizadas por el Profesor 
 
a) El Docente informará a los Alumnos acerca del Reglamento del Laboratorio, en especial 
respecto a: 
- Material que deben traer los Alumnos. 
- Horario y Asistencia. 
- Evaluación y ponderación. 
- Riesgos y precauciones. 
 
b) Presentación de los materiales siguientes: 
Matraz Erlenmeyer – Matraz de fondo plano – Balón – Tubo de ensayo - Vaso de 
precipitados – Probeta – Pipeta parcial – Pipeta total – Bureta – Matraz aforado – Vidrio 
reloj – Embudo cónico – Embudo de decantación – Termómetro – Refrigerante – Bagueta 
– Soporte universal – Nueces – Pinzas – Argolla – Trípode – Rejilla con asbesto – Mechero 
Bunsen – Pinza de madera – Gradilla – Piseta – Espátula – Papel filtro 
 
2. Realizadas por los Alumnos 
 
a) Medición de volúmenes aproximados: Medir 2 mL de agua de la llave con una pipeta 
parcial y vaciarlos a un tubo de ensayo, observar y dibujar. Repetir para 5 mL y para 
10 mL. 
 
 
 
b) Encendido de mechero: Encender correctamente el mechero y distinguir las zonas de 
la llama 
 
c) Medición de temperatura: Coloque en vaso de precipitados (250 mL) 
aproximadamente 50 mL de agua de la llave, mida su temperatura. Posteriormente, 
usando trípode y rejilla de asbesto, coloque el vaso de precipitados sobre el mechero y 
proceda a calentar levemente el agua por unos 5 min. Observe la variación de 
temperatura del agua durante el calentamiento. Posteriormente apague el mechero y 
espere que el vaso de precipitados esté frío para desmontar el equipo. 
 
d) Evaluación de la densidad de solución acuosa de NaCl: Pese un vaso de precipitados 
de 50 mL, el cual debe estar limpio y seco. Mida con la pipeta total 10 mL de la solución 
acuosa de NaCl, viértala en el vaso cuyo peso ya conoce. Pese el vaso más la solución, 
calcule la densidad de la solución e infórmela con las unidades y precisión adecuada. 
Compare su resultado con el de solución cuya densidad se evalúa con higrómetro. 
 
 
 
 
PRACTICO Nº 3: “METODOS FISICOS DE SEPARACION DE LOS COMPONENTES DE UNAS 
MEZCLA” 
 
 
OBJETIVOS: 
 
1. Conocer y ensayar algunos materiales de uso común en un laboratorio químico. 
2. Conocer y ensayar distintas técnicas de separación de los componentes de una mezcla. 
3. Obtener una sustancia pura a partir de una mezcla. 
 
INTRODUCCION: 
 
En la naturaleza, la materia se cuenta como sustancias puras (O2, H2O) o mezclas (aire, 
océanos). Las mezclas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas; dependiendo del estado 
físico de los componentes. Se clasifican en homogéneas y heterogéneas dependiendo del 
número de fases presente (se define como fase aquella parte del sistema que es uniforme 
en su totalidad). 
 
Mezclas Homogéneas o Soluciones: 
Todos los componentes se encuentran en una misma fase. 
Ejemplos: 
- gaseosa : aire (principalmente N2 y O2 ) 
- líquida : océanos (sales como NaCl disueltas en agua) 
- sólida : bronce (aleación de cobre y estaño: Cu-Sn) 
 
Mezclas Heterogéneas: 
Los componentes se encuentran en más de una fase, generalmente observables a simple 
vista. 
Ejemplos: 
- sólida-gas : humo (partículas de carbono en suspensión en el aire) 
- líquida-líquida : aceite y agua (líquidos no miscibles) 
- sólida-líquida : yoduro de Plomo (Pbl2) en agua (sal poco soluble). 
 
La técnica de separación a utilizar depende del tipo de mezcla a separar, ya sea homogénea 
o heterogénea, y de la fase en que se encuentren los distintos componentes (sólida, líquida 
o gaseosa). 
 
 
 
 
A. Técnicas de Separación de los Componentes de una Mezcla Heterogénea. 
 
1. Filtración 
2. Decantación 
3. Centrifugación 
4. Sublimación. 
B. Técnicas de Separación de los Componentes en una Mezcla Homogénea. 
 
1. Cristalización 
2. Destilación 
3. Extracción con Solventes. 
Descripción de las distintas técnicas de separación de los componentes de una mezcla: 
 
A.1. Filtración 
Consiste en la separación por medio de algún material poroso (papel filtro, placa de 
porcelana o fibra de vidrio) de los componentes de un sistema líquido-sólido. Las 
partículas del sólido deben ser de tamaño apreciable. 
 
La filtración puede ser simple, usando un embudo cónico y un material poroso, 
siendo el más empleado el papel filtro que se fabrica de distintos tamaños de poros 
dependiendo del tamaño del sólido a separar. En este tipo de filtración, la velocidad 
es de separación es lenta y se usa cuando interesa recuperar el sólido. Se puede 
acelerar una filtración empleando succión o vacío. Para ello se utiliza un embudo 
Büchner provisto de papel filtro en el fondo, el embudo se adapta a un matraz 
Kitasato, mediante un anillo de goma. El matraz Kitasato se conecta a una trompa 
de agua o a una bomba de vacío. 
 
A.2. Decantación. 
Es un método de separación basado en la diferencia de peso específico entre los 
componentes de un sistema sólido-líquido. La decantación del sistema 
sólido-líquido, consiste en la sedimentación del sólido; éste se separa sifonando o 
vaciando la capa líquida sobrenadante. 
 
Cuando los componentes de la mezcla son líquidos inmiscibles, se realiza la 
decantación en un embudo de decantación. 
 
A.3. Centrifugación. 
Para esta técnica se utiliza una centrífuga, en la cual se disponen tubos con la mezcla 
y se hacen girar. A causa de la fuerza centrífuga,es posible separar mezclas sólido-
líquido. La fase más densa (sólida) se deposita en el fondo del tubo de centrífuga 
 
Se aplica en las mismas situaciones que la decantación; se caracteriza por su rapidez 
y porque permite separar componentes con pequeña diferencia de peso específico. 
 
A.4 Sublimación. 
Para la separación se usa el cambio físico, sublimación, que consiste en el paso de 
sólido a gas sin pasar por el estado líquido. El sólido es obtenido por condensación 
de sus vapores. 
 
Se utiliza para separar un componente sólido volátil (sublima a baja temperatura) 
mezclado con otros sólidos no volátiles, por medio de un calentamiento adecuado. 
 
 
B.1. Cristalización. 
Consiste en la separación por enfriamiento de una sustancia disuelta (soluto) desde 
una solución saturada, preparada a mayor temperatura. En esta técnica se 
 
 
aprovecha la menor solubilidad del soluto a menores temperaturas; el soluto 
cristaliza y se deposita en el fondo del recipiente. 
 
 
B.2. Destilación. 
Proceso utilizado para separar dos líquidos miscibles o el solvente desde una 
solución, se requiere que los componentes tengan distinta temperatura de 
ebullición. Consiste en calentar hasta la ebullición la mezcla y condensar luego los 
vapores del líquido de menor temperatura de ebullición en un depósito frío llamado 
refrigerante, es posible recolectar separadamente las fracciones destiladas a las 
distintas temperaturas de ebullición. Generalmente como el soluto de la solución 
es no volátil o menos volátil que el solvente, este último se evapora primero. 
Mediante este método es posible recuperar los solventes a partir de sus soluciones. 
 
 
B.3. Extracción con Solvente. 
El soluto de una solución puede ser separado con otro solvente que sea inmiscible 
con el primero y que sea mejor disolvente para el soluto que el inicial. Ambas fases 
líquidas no miscibles se separan con la ayuda de un embudo de decantación. 
 
MATERIALES Y REACTIVOS. 
 
Vasos de precipitados de 100 y 250 mL Probeta de 100 mL 
Gradilla de tubos de ensayo Embudo cónico 
Papel filtro Centrífuga y tubos de centrífuga 
Embudo de decantación Balón de 250 mL 
Equipo de destilación simple Soporte universal y argolla 
Solución NaOH 0,2 M Solución CuSO4 0,1 M 
Solución acuosa de I2 C6H12 
I2(s) Solución NH3 (NH4OH) 
 
 
ACTIVIDADES 
 
1. Destilación. 
 
Arme el equipo de destilación simple de acuerdo a la figura 3. Coloque en el matraz de 
destilación un volumen aproximado de 40 mL de una solución a destilar que le entregará su 
Profesor. 
 
 
 
Figura 3. Equipo sencillo de laboratorio para 
destilación. El agua fría circula alrededor del 
refrigerante provocando la condensación del líquido 
que se ha evaporado. 
 
 
 
2. Filtración y Centrifugación 
 
a) En un vaso de precipitados de 100 mL, mezcle 10 mL de CuSO4 0,1 M con 10 mL de 
NaOH 0,2 M. Separe la mitad de la mezcla por filtración simple según indica la figura 
4. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4. Equipo de Filtración Simple y de Filtración con Succión. 
 
b) Separe la otra mitad por la técnica de centrifugación (pida un tubo de centrifuga 
enumerado al ayudante). 
 
 
3. Extracción con Solvente. 
 
a) Experiencia demostrativa a cargo del Docente 
 
Se vierte en un tubo de ensayo aproximadamente 2 mL de Ciclohexano (C6H12 ), y en 
otro tubo vierta aproximadamente 2 mL de agua destilada. Agregue a ambos tubos 
una punta de espátula de yodo. Compare la solubilidad y el color del yodo en el agua 
y en el ciclohexano. Posteriormente mezcle el contenido de los dos tubos. Anote sus 
observaciones. 
 
b) Mida con una probeta 25 mL de solución acuosa de yodo y vacíela a un embudo de 
decantación. Agregue 5 mL de ciclohexano. Agite fuertemente la mezcla con el 
embudo de decantación tapado e invertido, presionando el tapón con la palma de la 
mano izquierda. Abra cada cierto tiempo la llave del embudo para que se escapen los 
vapores de C6H12. Deje decantar la mezcla y observe. 
 
c) Extraiga la fracción inferior abriendo cuidadosamente la llave del embudo, figura 5. 
Identifique la composición de la fase extraída y de la fase que queda en el embudo. 
 
 
 
 
 
 Figura 5. Extracción con Solvente 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRACTICO N 4: “PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS. SOLUBILIDAD Y CONDUCTIVIDAD DE 
ALGUNOS COMPUESTOS” 
 
OBJETIVOS 
 
1. Identificar a algunos elementos alcalinos y alcalino-térreos mediante ensayo a la llama. 
2. Observar la reactividad de los metales alcalinos y alcalino-térreos con agua. 
3. Ensayar reacciones y solubilidad de algunas sales. 
4. Ensayar conductividad de algunas soluciones y correlacionarlas con el tipo de enlace 
que presentan los solutos. 
 
INTRODUCCION. 
 
1. Propiedades de los Elementos. 
 
Metales Alcalinos. Son Elementos Representativos de configuración electrónica 
general GN ns1 y forman el grupo 1 (I-A) del sistema periódico. 
 
 Li , Na , K , Rb , Cs , Fr* 
* Elemento Radiactivo 
 
Son todos metales muy reactivos, debido a que pierden fácilmente su electrón de 
valencia, proceso que recibe el nombre de oxidación. La reacción que representa la 
oxidación de un metal alcalino se muestra a continuación: 
M  M + + ē 
 
Debido a su alta reactividad no se encuentran como metales libres en la naturaleza, 
sólo formando compuestos con otros elementos. Por ejemplo, con el agua reaccionan 
violentamente formando hidróxidos: 
 
 22 222 HMOHOHM  
 
Deben guardarse en el Laboratorio bajo parafina o en atmósfera inerte para evitar su 
oxidación. Forman sales incoloras y muy solubles en agua. Se pueden reconocer e 
identificar por el método de coloración a la llama, debido a la luz que emiten cuando 
sus electrones son excitados al ser calentadas a la llama sus sales. En la Tabla 1 se 
muestra la coloración de algunos elementos de los grupos 1 y 2 (II-A) de la tabla 
periódica. 
 
Metales Alcalino-Térreos. Forman el grupo 2 (II-A) en el sistema periódico y su 
configuración electrónica general es [GN] ns2, que los clasifica como elementos 
representativos. 
 Be , Mg , Ca , Sr , Ba , Ra* 
* Elemento Radiactivo 
 
Son muy reactivos, aunque menos que los metales alcalinos. Se oxidan cediendo sus 
dos electrones de valencia. La reacción de oxidación es : 
M  M +2 + 2 ē 
La solubilidad de las sales de Ca, Mg y Ba son semejantes y los mismos reactivos 
precipitan a los tres iones. También sus sales presentan una coloración a la llama 
característica, por lo que es fácil reconocerlos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
TABLA 1 
Coloración a la llama de elementos de los Grupos 1 y 2 de la Tabla Periódica 
 
Elementos Litio Sodio Potasio Calcio Bario 
Color a la llama Rojo Carmín Amarillo persistente Violeta suave Anaranjado Verde amarillo 
 
 
Halógenos. Son elementos representativos no metálicos, forman el Grupo 17 (VII-A) 
ubicado a la derecha de la Tabla periódica. Su configuración electrónica general es 
[GN] ns2 np5. 
Son muy activos químicamente y por lo tanto no se encuentran libres en la naturaleza. 
Se obtienen al estado libre por electrólisis de sus sales en forma de moléculas 
diatómicas. 
 
 F2(g) , Cl2(g) , Br2(l) , I2(s) 
 
Debido a que tienen una alta tendencia a captar un electrón, forman iones X , en un 
proceso denominado reducción. La reducción de un halógeno se muestra a 
continuación: 
 
 X2 + 2 ē  2 X  
 
2. Propiedades de los compuestos. 
 
Las propiedades de los compuestos químicos dependen de las propiedades de los 
elementos que los forman y del tipo de enlace que une a los átomos en el compuesto. 
De acuerdo al tipo de enlace, los compuestos se clasifican en iónicos y covalentes, sin 
embargo pocos compuestos pueden ser considerados como exclusivamente iónicos o 
exclusivamente covalentes, ya que, comúnmente un compuesto iónico presenta un 
cierto grado de covalencia, y viceversa. 
 
Enlace iónico. Se origina entre átomos que difieren considerablemente en su 
electronegatividad, cuya diferencia de electronegatividad sea mayor a 1.7 (ENA-B > 
1.7); como por ejemplo el enlace entre un metal y un no-metal. Se forma por atracción 
electrostática entre iones positivos y iones negativos, formándose estructuras 
ordenadas y rígidas denominadas cristales iónicos (Figura 1). 
 
 
 
Figura 1. Estructura cristalina de cloruro de sodio 
 
 
 
 
 
Enlace covalente. Se origina por compartición de un par de electrones entre elementos de 
electronegatividad, igual o semejante, entre ellos la diferencia de electronegatividad es 
menor o igual a 1,7 (ENA-B ≤ 1,7). Los átomos unidos por enlace covalente forman unidades 
llamadas moléculas. Si la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es cero, el 
enlace se considera covalente puro y la molécula formada es apolar, es decir, no tiene 
cargas eléctricas resultantes. En cambio, si hay diferencia de electronegatividad entre los 
átomos unidos, el enlace resultante tendrá una distribución asimétrica de cargas, ya que el 
átomo más electronegativo tendrá mayor atracción por el par de electrones, y por lo tanto 
la molécula presentará polos positivo y negativo; en este caso el enlace es covalente polar. 
Una molécula que presenta enlace covalente polar puede ser polar o apolar dependiendo 
de la geometría de la molécula. Como ejemplo se dan las moléculas siguientes: 
 
 
 
 
- Molécula de ácido clorhídrico: HCl 
 ENH = 2,1 ; ENCl = 3,0; luego ENHCl = 3,0  2,1 = 0,9, entonces el enlace entre H y Cl es 
covalente polar. 
Por lo tanto, la molécula de ácido clorhídrico es un dipolo (tiene polo positivo y polo 
negativo). 
 
  +   Dipolo es una molécula eléctricamente asimétrica con sectores 
+ y -, 
 H  Cl la punta de la flecha apunta hacia el polo negativo. 
 
 
- Molécula de cloruro de berilio: BeCl2 
 
ENBe = 1,5 , ENCl = 3,0 por lo tanto ENBeCl = 3,0  1,5 = 1,5 y el enlace es covalente 
polar. Sin embargo, dado que esta molécula es lineal, no hay cargas netas resultantes y 
esta molécula es apolar. 
 
 Dipolos de igual magnitud pero en sentido opuesto se anulan 
 
 
- Molécula de agua: H2O 
 
ENH = 2,1 , ENO = 3,5, luego ENHO = 3,0  2,1 = 1,4 El enlace HO es, por lo tanto, 
covalente polar. La molécula de agua, a diferencia de la molécula de BeCl2, tiene 
geometría angular, con un ángulo de enlace HOH de 104,4; por lo tanto, hay cargas 
netas resultantes que le dan a esta molécula el carácter de dipolo. 
 
 
 
 
 
Las moléculas polares y los compuestos iónicos pueden disolverse en agua, dado que ésta 
también es polar. Si la solución acuosa es conductora de la corriente eléctrica los 
compuestos se comportan como electrolitos, esto significa que la solución contiene iones. 
 
Figura 2: Disociación y/o Ionización de compuestos iónicos en agua 
 NaCl(s)  Na+(ac) + Cl (ac) 
Cuando se disuelve cloruro de sodio en agua, cada uno de los iones 
Na+ y Cl se rodea de moléculas de agua, iones hidratados. El extremo 
negativo del dipolo agua es atraído por el ion Na+ y el extremo positivo 
por el ion Cl. 
 
Un electrolito es una sustancia que en solución acuosa se disocia en iones, los cuales son 
los responsables del transporte de cargas eléctricas. El grado de disociación iónica de una 
sustancia está relacionado con la conductividad eléctrica de su solución. Una sustancia que 
en agua se disocia en alto grado es un electrolito fuerte es excelente conductora; una 
sustancia con bajo grado de disociación es un electrolito débil y su solución es pobre 
conductora. A mayor cantidad de iones en la solución, mayor es la conductividad. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propiedades de los compuestos de acuerdo al tipo de enlace 
 
PROPIEDAD IONICO COVALENTE 
Punto de fusión Alto Bajo 
Dureza Alta Baja 
Solubilidad en agua Solubles Variable, generalmente 
baja o Insolubles. 
Conductividad eléctrica 
- Sólidos Aislantes Aislantes 
- Fundidos Conductores Aislantes 
- En solución Conductores Aislantes 
Estado físico Sólidos Sólidos, líquidos o gases 
Velocidad de reacción Alta, debido a la alta 
movilidad de los iones 
 Generalmente baja; se 
mueven moléculas lentas. 
 
Toda molécula que presenta momento dipolar, forma un (dipolo) que se 
orienta bajo la acción de un campo. 
 
Como consecuencia de esta característica, los compuestos iónicos y los compuestos 
covalentes polares se disuelven en agua. Los compuestos iónicos que están formados por 
iones se disocian en agua produciéndose una ionización de ellos. El grado de disociación 
iónica de una sustancia en agua se puede evaluar midiendo la conductividad eléctrica de la 
solución, a estas sustancias se les denomina electrolitos. Una sustancia de alto grado de 
disociación, es un electrolito fuerte y con bajo grado de disociación, es un electrolito débil. 
Una solución acuosa que contiene moléculas disueltas (compuesto covalente polar) no es 
conductora de la electricidad, y se dice que es no-electrolito. 
 
MATERIALES Y REACTIVOS 
 
Mechero Bunsen Solución alcohólica de fenolftaleína 
Alambre de nicrom Magnesio metálico (Mg) 
Gradilla de tubos de ensayo Potasio metálico (K) ó Sodio metálico 
Vaso de precipitados de 400 mL Solución de cloruro de sodio (NaCl) 
2 vasos de precipitados de 100 mL Solución de cloruro de magnesio (MgCl2) 
Conductímetro electrónico Cloruro de sodio sólido (NaCl) 
Conductímetro de ampolleta Sacarosa sólido (C6H12O6) 
Piseta de agua destilada Carbón activado sólido (C) 
Solución ácido clorhídrico (HCl) 
concentrado 
Sales de Na+, Li+, K+, Ca2+, Ba2+ 
 
ACTIVIDADES 
 
1. Ensayo a la Llama 
 
Para realizar esta experiencia, reconozca previamente las zonas de la llama del mechero 
Bunsen (Figura 3); la llama puede ser regulada variando la entrada de aire mediante un 
tornillo que se encuentra en la base del mechero. 
 
 
 
Figura 3. Mechero Bunsen 
 
 
 
 
 
 
1.1. Para limpiar el alambre de nicromo, humedezca el alambre en solución de HCl y 
acerque el alambre a la llama, en la zona de mayor temperatura. Repita este 
procedimiento una dos veces. 
1.2. El alambre de nicromo limpio se humedece en HCl y luego se toca algunos cristales de 
la muestra sólida; coloque el alambre en la zona oxidante inferior y observe la 
coloración de la llama del mechero. En cada nueva determinación debe cuidar que el 
alambre quede totalmente limpio, calentándolo repetidas veces siempre mojando con 
HCl de tal manera que no dé ninguna coloración a la llama que interfiera con la muestra. 
1.3. Identifique la presencia de los siguientes iones metálicos Li+ , K+ , Ca2+ , Ba2+ y Na+; 
presente en sus respectivas sales. Identifique el Na+ al final, debido a que presenta una 
llama amarilla muy persistente; incluso después de la muestra problema. 
1.4. Proceda ahora a ensayar su muestra problema, identificando los dos iones presentes 
en ella. Anote el número de la muestra problema. 
 
2. Carácter Electropositivo de los Metales. 
 
2.1. En un tubo de ensayo coloque 5 (mL) de agua destilada, (aproximadamente ¼ de la 
capacidad del tubo de ensayo), agregue dos gotas de indicador fenolftaleína y añada un 
trozo de magnesio. Observe si hay cambio en la coloración, deje transcurrir unos 15 
(min) y observe nuevamente. 
 
2.2. Experiencia Demostrativa a cargo del Docente. 
 Repita la experiencia anterior usando ahora un vaso de precipitado de 500 (mL) con 2/3 
de agua destilada y gotas de indicador fenolftaleína. Agregue un trozo pequeño de 
potasio. Observe el color y la dureza del metal en el momento de cortarlo con espátula 
en un vidrio reloj. La reacción que aquí ocurre es la siguiente: 
2 K(s) + 2 H2O(l) = 2 KOH(ac) + H2(g) 
 
 
3. Conductividad de las sustancias. 
 
 PRECAUCION USO CORRIENTE ALTERNA DE 220 (Volt) 
 
PARA COMPARAR CONDUCTIVIDAD ENTRE DOS O MASSUSTANCIAS DEBE 
CONSERVARSE UNA MISMA SEPARACIÓN ENTRE LOS ELECTRODOS Y DEBE 
SUMERGIRSE SIEMPRE EN UNA MISMA LONGITUD DE ELLOS. 
 
3.1. En un vaso precipitado de 100 (mL), coloque aproximadamente 100 (mL) de agua 
destilada. Determine la conductividad del agua por medio de un dispositivo que indica 
diferencias de conductividad por la intensidad de la luz emitida por una ampolleta. 
 
3.2. En un vaso precipitado de 100 (mL), prepare las siguientes soluciones acuosas, usando 
aproximadamente 100 (mL) de agua destilada y una punta de espátula de las siguientes 
sustancias: sacarosa (C6H12O6, Tfusión=186 °C ), cloruro de sodio (NaCl, Tfusión=801°C ) y 
carbón activado ( C, Tfusión=3550°C). 
 
Observe la solubilidad de cada una de las sustancias en agua. Determine la 
conductividad de las soluciones preparadas por Ud, proceda de manera similar como 
evaluó la conductividad de agua pura. 
 
3.3. Mida la conductividad de las soluciones de MgCl2 y KCI, ambas de igual 
concentración, 1103 (M). Para detectar la conductividad en esta experiencia use un 
conductímetro electrónico. 
 
 ¿Qué conclusiones puede obtener de la medición de estas propiedades físicas de las 
sustancias con respecto al Enlace Químico? 
 
 
 
PRACTICO N 5: “ESTADO GASEOSO” 
 
OBJETIVOS 
 
1. Obtener hidrógeno mediante la reacción de un metal con ácido. 
2. Aprender a recolectar un gas sobre agua. 
3. Utilizar la ecuación de los gases ideales. 
4. Determinar número de moles, número de moléculas y cantidad de átomos de gas 
producido. 
 
INTRODUCCION 
 
Los gases representan el estado más simple de la materia, debido a que sus moléculas 
pueden considerarse independientes unas a otras al no existir una fuerza de cohesión que 
las mantenga unidas, como ocurre en el caso de los sólidos y líquidos. Las moléculas de gas 
se mueven a velocidades muy altas (tienen alta energía cinética) incluso a temperaturas 
bajas; por ejemplo, la velocidad media de las moléculas de hidrógeno a 0 °C, es superior a 
1500 (m/seg). Debido a este continuo movimiento, las moléculas de gas ocupan todo el 
volumen del recipiente que las contiene. Por esta razón, los gases tienen muy baja densidad 
(expresada comúnmente en (g/L)), y que es aproximadamente la milésima parte de la 
densidad que tiene una sustancia al estado sólido o líquido (la que se expresa 
habitualmente en (g/mL)). Otra propiedad característica de un gas es su alta 
compresibilidad debido a que su estructura es fundamentalmente espacio vacío; las 
moléculas se encuentran muy separadas entre sí. 
 
El comportamiento de los gases ha sido conocido desde el siglo XVII, y este conocimiento 
se ha traducido en teorías y leyes que explican sus propiedades. En condiciones cercanas a 
las condiciones ambientales, el comportamiento de todos los gases es muy similar, 
independiente de su naturaleza química, lo cual ha permitido, teóricamente, asociar su 
comportamiento a un gas modelo (que no tiene existencia real) denominado Gas Ideal. 
 
La ecuación que rige el comportamiento de un gas se conoce como Ecuación de Estado del 
Gas Ideal. 
 
P  V = n  R  T 
 
Donde: P = presión del gas 
 V = Volumen del gas 
 n = cantidad de gas 
 R = Constante Universal de los Gases 
 T = Temperatura Absoluta o temperatura Kelvin (K) 
 
El valor de R es igual a 0.082 (L · atm / K · mol) lo que obliga a expresar el volumen en (L), 
la presión en (atm), la temperatura en (K) y la cantidad de gas en (moles). 
 
Cuando un gas se recoge sobre agua o sobre una solución acuosa (Figura 1), la presión del 
gas corresponde a la diferencia entre la presión atmosférica (a la cual está sometido el gas) 
y la presión que ejerce el vapor de agua a dicha temperatura (p°agua). El valor de la presión 
de vapor del agua se determina de valores tabulados en función de la temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Recolección de un gas sobre un líquido. 
 
 
 
 
 
En este práctico se trabajará como gas modelo con hidrógeno. El H es el elemento más 
simple, su átomo consta de un protón y de un electrón; su masa atómica es 1,008 (uma). 
Bajo condiciones ambientales existe como molécula biatómica gaseosa, la cual es muy poco 
soluble en agua. El hidrógeno molecular, H2, es la sustancia química más liviana que existe, 
es por ello que se usó inicialmente como gas de llenado de globos de exploración 
atmosférica; sin embargo; debido a su tremendo poder explosivo, fue pronto desechado. 
 
Es muy fácil obtener H2 en el laboratorio, haciendo reaccionar un ácido con un metal. La 
velocidad de formación del hidrógeno gaseoso depende del tipo de metal utilizado, de la 
concentración del ácido y de la fuerza iónica del ácido. La ecuación siguiente muestra la 
reacción entre ácido clorhídrico (HCl) y un metal (M) cualquiera: 
 
 
)(
2/ )(2)()( )(
compuestoelenmetaldeloxidacióndeestadoelesm
gacms HMMXHClM ac  
 
[Establezca las ecuaciones para un metal representante del grupo 1 (I-A), del grupo 2 (II-A) 
y del grupo 3 (III-A). 
 
En este práctico, Ud obtendrá hidrógeno gaseoso (H2) haciendo reaccionar un metal del 
grupo 2 (II-A) con HCl; Ud medirá el volumen de hidrógeno producido por desplazamiento 
de una solución al interior de una bureta, al mismo tiempo que determinará las condiciones 
a las cuales realizó su medición, esto es evaluará la temperatura y la presión atmosférica. 
 
Como forma de asegurar el éxito en este laboratorio tiene que hacer los problemas 
siguientes, antes de venir al práctico: 
 
1. Calcule los moles de SO3 que hay en 40 (g) de esta sustancia 
Respuesta: 0,5 (moles) 
2. Calcule la cantidad de moléculas contenidas en 5 (L) de NH3 gaseoso, medido a 25 (C) 
y 700 (mmHg). 
Respuesta: 1,14·1023 moléculas 
3. ¿Cuántos átomos en total hay en 13 (g) de CO2 
Respuesta: 5,34·1023 átomos. 
4. Calcule la presión ejercida por 1.7 g de O2(g) a 25 (C), contenidos en matraz de 2 (L). 
Respuesta: 492 (mmHg) 
 
 
MATERIALES Y REACTIVOS 
 
Muestras de metal Termómetro 
Hilo Vaso de precipitados de 1000 (mL) 
Bureta de 50 (mL) Soporte y pinza 
Probeta Solución de ácido clorhídrico (HCl) 
 
 
 
 
ACTIVIDADES. 
 
- Llene el vaso de precipitados con agua de la llave hasta aproximadamente unos ¾ 
de su capacidad. 
- Amarre el hilo al extremo superior de la bureta y una a él, uno de los trozos de 
metal; no olvide anotar la masa del metal. 
- Mida con la probeta 15 (mL) de la solución de HCl (ácido clorhídrico) y vacíelo a la 
bureta, agréguele suficiente cantidad de agua destilada (aproximadamente 25 
(mL)) hasta obtener un volumen aproximado de 40 (mL) al interior de la bureta. 
- Tapando con su dedo índice, invierta la bureta y anote el nivel inicial que alcanza la 
solución. Vuelva la bureta a su posición original. 
- Coloque el metal al interior de la bureta y, tapando con su dedo índice, invierta 
nuevamente la bureta y colóquela al interior del vaso de precipitados (ver figura 2); 
la parte superior de la bureta debe quedar sumergida en el agua del vaso de 
precipitados antes de que Usted retire su dedo, ésta no debe tocar el fondo del 
vaso. 
- Sujete la bureta con la pinza a un soporte universal. 
- Mida la temperatura del agua del vaso 
- Lea la Presión Atmosférica. 
- Lea desde una Tabla, ubicada en el Laboratorio, la presión de vapor del agua (p°agua) 
a la temperatura antes medida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Figura 2. Esquema del aparato que utilizará para medir 
 el volumen de hidrógeno producido. 
 
 
 
 
 
 
El desprendimiento de burbujas indica que la reacción transcurre, se está formando H2(g) y 
el volumen de la solución al interior de la bureta comienza a descender. La reacción termina 
cuando ya no se observa producción de gas y el trozo de metal se ha consumido totalmente. 
 
- Lea el nivel final alcanzado por la solución 
 
- Saque la bureta desde el vaso de precipitados, lávela y proceda a repetir la experiencia 
con el otro trozo de metal. También debe cambiarel agua del vaso de precipitados. 
 
Proceda a calcular la cantidad de moles de hidrógeno producido; use los datos de 
temperatura, volumen y presión obtenidos en la actividad experimental. 
 
Como Ud. conoce la masa de metal utilizada, también podría determinar, utilizando la 
relación estequiométrica , la cantidad de hidrógeno que debiera haber obtenido. Compare 
este resultado con el calculado previamente. 
 
 
 
 
 
 
 
PRACTICO Nº6. “ESTUDIANDO REACCIONES QUIMICAS” 
 
OBJETIVOS 
1. Observar reacciones químicas e identificar productos. 
2. Resumir el cambio químico en término de la ecuación química balanceada. 
3. Establecer relaciones estequiométricas entre los participantes. 
 
INTRODUCCION 
 
Cuando ocurre una reacción química, las sustancias iniciales (reactantes) se transforman en 
distintas sustancias nuevas (productos), que pueden tener distinta apariencia y distintas 
propiedades. Aprender a observar los cambios es una habilidad esencial para un científico. 
En este práctico observará distintas reacciones químicas y deberá anotar sus observaciones, 
debe sacar conclusiones basadas en las observaciones, averiguar el cambio químico 
experimentado y expresar el cambio mediante la ecuación química; usando símbolo y 
fórmulas de las sustancias participantes. Los símbolos y las fórmulas llevan indicado el 
estado físico (s, l, g, ac). 
 
En la ecuación química, a partir de las fórmulas de reactantes y productos, se pueden 
predecir los cambios químicos experimentados; al mismo tiempo, a partir de ella se pueden 
realizar cálculos cuantitativos de los cambios. Recuerde que las cantidades están 
expresadas en moles. Antes de establecer la estequiometría de la reacción, debe cerciorarse 
que la ecuación química esté balanceada, esto es, obedece la Ley de Conservación de la 
Materia. La relación estequiométrica de una reacción química expresa la relación molar 
entre los participantes (reactantes y productos). Por ejemplo, en la combustión de metano 
(CH4): 
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g) 
 
La relación o factor estequiométrico es: 
𝑛 𝐶𝐻4
1
=
𝑛 𝑂2
2
= 
𝑛 𝐶𝑂2
1
=
𝑛𝐻2𝑂
2
 
 
Frecuentemente las cantidades de los reactantes no corresponden exactamente a los 
factores estequiométricos que aparecen en la ecuación química. Si Ud. Combustiona 1,3 
moles de metano: 
¿Cuántos moles de O2 se requieren? 𝑛 𝑂2 = 
𝑛 𝐶𝐻4∙2
1
= 
1,3∙2
1
= 2,6 𝑚𝑜𝑙 
 
¿Cuántos moles de CO2 se producen? 𝑛 𝐶𝑂2 = 
𝑛𝐶𝐻4∙1
1
= 
1,3∙1
1
 1,3 𝑚𝑜𝑙 
 
¿Cuántos moles de H2O se producen? 𝑛 𝐻2𝑂 = 
𝑛𝐶𝐻4∙2
1
= 
1,3∙2
1
= 2,6 𝑚𝑜𝑙 
 
Las reacciones químicas se agrupan en categorías, las más comunes son: 
- Reacción de combustión CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g) 
- Reacción de combinación o síntesis S(g) + O2(g)  SO2(g) 
- Reacción de descomposición CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) 
- Reacción de desplazamiento simple Zn(s) + 2 HCl(ac)  H2(g) + ZnCl2(ac) 
- Reacción de desplazamiento doble BaCl2(ac) + AgNO3(ac)  2 AgCl(s) + Ba(NO3)2(ac) 
 
Cuando las sustancias químicas están disueltas en agua, algunas sustancias se encuentran 
a la forma de iones: 
AgNO3(ac) Ag+(ac) + NO3(ac) 
KCl(ac) K+(ac) + Cl(ac) 
 
 
 
 
 
Si se mezclan ambas soluciones acuosas, el cambio químico lo podría escribir mediante la 
ecuación iónica: 
 
Ag+(ac) + NO3(ac) +K+(ac) + Cl(ac)  AgCl(s) + NO3(ac) +K+(ac) 
 
Las especies de una ecuación que no experimentan cambio durante el proceso, pueden ser 
obviadas de la ecuación química. Por ello, la reacción anterior puede ser informada 
mediante la siguiente ecuación iónica: 
 
Ag+(ac) + Cl(ac)  AgCl(s) 
 
Existen reacciones químicas que requieren condiciones especiales, estas condiciones puede 
ser una temperatura determinada, aplicación de calor, presencia de un catalizador, etc. 
Habitualmente la condición especial va informada en la flecha que separa reactantes y 
productos. Por ejemplo: 
 
2 NH4NO3(s) 
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
→ 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(g) Para descomponer el nitrato de amonio hay que 
aplicar calor 
 
C4H4O4(s) + H2(g) 
𝑃=3 𝑎𝑡𝑚,𝑃𝑑
→ C4H6O4(s) Para hidrogenar el ácido maleico hay que trabajar 
a 3 atm de presión y añadir paladio como 
catalizador. 
 
Previo al práctico desarrolle los siguientes ejercicios: 
1. Escriba la ecuación estequiométrica de la reacción de nitrógeno molecular (N2) y oxígeno 
molecular (O2) para formar pentóxido de dinitrógeno (N2O5), 
2. ¿En cuál de las categorías anteriores incluiría la reacción anterior? 
3. Escriba la relación estequométrica de la reacción. 
4. Para producir 2,5 moles de N2O5, ¿cuántos moles de nitrógeno y de oxígeno colocaría en 
el reactor? 
 
 
ACTIVIDADES: 
 
En cada actividad realizada debe anotar ¿Describa los reactantes por separado? ¿Al mezclar 
los reactantes hay o no reacción química?, ¿Qué observó para sacar la conclusión anterior?, 
Identifique los productos, Clasifique las reacciones de acuerdo a las categorías informadas 
previamente, Establezca la relación estequiométrica de las reacciones. 
 
1. Formación de un precipitado. En tubo de ensayo mezcle 1 mL de solución acuosa de 
BaCl2 y 1 mL de solución acuosa de CuSO4. El precipitado (sólido) formado luego de la 
mezcla de reactantes corresponde al sulfato de bario. ¿Cuáles de los componentes de la 
reacción química no experimentan cambios?, a partir de su conclusión escriba la 
ecuación iónica del proceso químico. 
 
BaCl2(ac) + CuSO4(ac)  BaSO4(s) + CuCl2(ac) 
 
2. Efecto de la lluvia ácida. En un tubo de ensayo coloque 0,25 g de CaCO3(s) (MM = 100,09 
g/mol) molido, agréguele desde la bureta 3 mL de HCl 2 M (nHCl = 6103 mol) agite para 
mezclar ambos reactantes. El carbonato de calcio es el componente principal de las rocas 
(caliza y mármol) y del caparazón de organismos. En las condiciones de reacción 
utilizadas en este práctico, ¿cuál de los reactantes es el reactivo limitante?, ¿cuántos 
moles de dióxido de carbono se producen? 
 
CaCO3(s) + 2 HCl(ac)  H2O(l) + CO2(g) + CaCl2(ac) 
 
 
 
3. Obtención de compuesto químico. Actividad a realizar por el Docente. 
Con los guantes y las gafas puestas, coloque 1 g de I2(s) molido (utilice mortero para 
pulverizarlo) en un balón de 1 L; agregue 1 g de Zn(s) en polvo. Mezcle los reactantes, 
¿observa algún cambio?. Posteriormente, agregue lentamente agua hasta completar 5 
mL, no está claro el papel del agua en la reacción, no es participante ya que no está 
incluida en la ecuación de la reacción. Tenga precaución debido a que la reacción es 
violenta. La reacción es exotérmica y la nube de color morado es yodo que ha sublimado 
(I2(g)). Agite la mezcla de reacción mientras adiciona el agua, para asegurar el contacto 
de los sólidos reactantes. Si agrega suficiente agua desaparece el I2 y ya no observa la 
nube morada, el yodo se consumió totalmente. Al final debe observar en el reactor un 
sólido pulverizado de color blanco, correspondiente a ZnI2(s) y cinc metálico de color gris 
obscuro que no se consumió. El yoduro de cinc es soluble en el agua, por lo que la 
presencia de este producto podría comprobarse evaporando el agua al término de la 
reacción. ¿Qué técnica usaría para separar el cinc que no reacciona del yoduro de cinc 
presente en la solución?, ¿Podrías el yodo ser considerado como reactivo limitante?, Si 
conoce la masa de cinc al final, ¿podría establecer relación estequiométrica usando esta 
información? 
Zn(s) + I2(s)  ZnI2(s) 
 
4. Efecto de la adición de catalizador. 
a) Pese un vaso de precipitados de 250 mL, limpio y seco. Coloque 30 mL de agua en el 
vaso de precipitados y vuelva a pesarlo. Agregue 0,5 g de NaHCO3 (MM = 84,01 g/mol) 
(tableta Yasta) y deje que transcurra la reacción. Una vez finalizada agite la mezcla con 
una bagueta para asegurarse que la reacción se completó y ya no se observen burbujas 
en la mezcla de reacción. Pese nuevamente el vaso con la mezcla. Compareel peso inicial 
de los reactantes con el peso final de la mezcla, ¿a qué se debe la diferencia?; ¿Cuántos 
moles de CO2(g) (MM = 44,01 g/mol) se formaron?, ¿Cuál es la relación estequiométrica 
entre NaHCO3 y CO2?, ¿La cantidad en moles de NaHCO3 calculada coincide con el valor 
inicial agregado?, ¿Al agregar 1 gota de fenolftaleína que cambio observó en el medio de 
reacción? 
 
El NaHCO3 (bicarbonato) en agua experimenta las siguientes reacciones: 
 
NaHCO3(s) + H2O(l)  H2CO3(ac) + NaOH(ac) 
 
El ácido carbónico es un poco inestable y podría experimentar posteriormente la 
reacción: 
H2CO3(ac)  H2O(l) + CO2(g) 
 
b) Lave muy bien el vaso de precipitados con abundante agua destilada (desionizada). 
Agregue 25 mL de agua y 5 mL de ácido acético (CH3COOH), pese el vaso con la mezcla. 
Agregue 1 g de NaHCO3 y permita que transcurra la reacción. Una vez finalizada la 
reacción con una bagueta elimine las burbujas y proceda a pesar el vaso con la mezcla 
de reacción. Compare la reacción anterior con esta, ¿Qué papel cumple el CH3COOH en 
la reacción?, ¿La diferencia de masa (inicial –final) era igual o diferente a la experiencia 
anterior?, ¿Al agregar 1 gota de fenolftaleína que cambio observó en el medio de 
reacción? 
 
El NaHCO3 en CH3COOH experimenta las siguientes reacciones: 
 
NaHCO3(s) + CH3COOH(ac)  H2CO3(ac) + CH3COONa (ac) 
 
El ácido carbónico es un poco inestable y podría experimentar la reacción: 
 
H2CO3(ac)  H2O(l) + CO2(g) 
 
 
 
 
 
PRACTICO Nº7: “PREPARACIÓN DE SOLUCIONES” 
 
OBJETIVOS: 
 
1. Estudiar los factores que afectan la solubilidad de una sustancia 
2. Aprender a preparar una solución acuosa de una determinada concentración 
3. Aprender a determinar la densidad de una solución. 
 
INTRODUCCION: 
 
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias presentes en una sola 
fase. Habitualmente el componente que está en mayor cantidad o que determina el estado 
físico de la solución se denomina solvente, y el (los) soluto (s) es (son) el (los) componente 
(s) que está (n) en menor proporción. 
 
Una solución en la que el solvente es agua es una solución acuosa, y normalmente en un 
laboratorio químico se utilizan soluciones acuosas. 
 
La máxima cantidad de soluto que a una temperatura dada se disuelve en una determinada 
cantidad de solvente, es la solubilidad . Así por ejemplo: la solubilidad de cloruro de sodio 
NaCl; es 36 g por cada 100 g de H2O, a 20 °C. 
 
¿Qué significa que la solubilidad del nitrato de sodio sea de 80 gramos por cada 100 g de 
H2O, a 10 °C?. Significa que hasta 80 g de NaNO3 es posible disolver en 100 g a 20 °C. 
 
A fin de expresar la cantidad de soluto presente en una cierta cantidad de solvente (o de 
solución) se utiliza alguna de las siguientes unidades de concentración: porcentaje en peso 
(% p/p), Molaridad (M), Molalidad (m), Fracción Molar (X), Gramos por litro (g/L). La 
definición de cada una de ellas es la siguiente. 
 
1. Porcentaje en Peso (% p/p): Peso de soluto contenido en 100 unidades de peso de 
solución. Normalmente la unidad de peso usada es el gramo. 
 
2. Gramos por litro (g/L): Masa en gramos de soluto contenida en 1 litro (1000 mL) de 
solución. 
 
3. Molaridad (M) moles/litro: Número de moles de soluto contenidos en 1 litro (1000 mL) 
de solución. 
 
4. Molalidad (m): Número de moles de soluto disueltos en 1000 g de solvente. 
 
5. Fracción Molar (X): Número de moles del componente que interesa de la solución en 
relación al número total de moles en la solución. 
 
 
Nota: Debe recordarse además, que una masa dada de solución ocupa un cierto 
 volumen a una temperatura dada, definiéndose la densidad como la razón: d=m/v 
 (g/mL). 
 
 
Con respecto al trabajo de laboratorio los problemas más comunes que debe enfrentar el 
alumno son: 
 
1. Preparar una solución de una determinada concentración a partir de un soluto sólido 
que debe disolverse en un solvente líquido. 
 
2. Diluir una solución 
 
3. Concentrar una solución 
 
4. Mezclar soluciones similares pero de diferentes concentraciones. 
 
 
 
5. Preparar una solución de una determinada concentración a partir de soluciones de 
mayor concentración. (diluir una solución) 
 
 
 
MATERALES Y REACTIVOS 
 
- Tubos de ensayo 
- 1 matraz aforado de 100 mL 
- 1 matraz aforado de 250 mL 
- 1 pipeta parcial de 10 mL 
- 1 pipeta total de 5 mL o 10 mL 
- 1 vaso de precipitado de 50 mL 
- 1 vaso de precipitado de 100 mL 
- 1 vaso de precipitado de 250 mL 
- Yoduro de potasio(s) 
- Yodo sólido 
- Permanganato de potasio sólido 
- Dicromato de Potasio sólido 
- Cromato de Potasio sólido 
- Naftaleno 
- Ciclohexano 
- Sulfato cúprico pentahidratado sólido 
- Bagueta 
- Balanza 
- piseta 
 
 
EJERCICIOS QUE DEBE REALIZAR ANTES DE VENIR AL PRACTICO 
 
1. Preparar 550 mL de solución acuosa 0,25 M de sulfato de Aluminio (Al2(SO4)3) 
 (PM=438 g/mol). Calcule los gramos de sal a pesar para preparar la solución. 
 R.: 60,23g. 
 
2. A partir de la solución anterior , por dilución prepare 100 mL de solución 0,00125 M de 
 Al2(SO4)3. Calcule el volumen de solución concentrada que debe utilizar. 
 R.: 0,5 mL 
 
 
 
ACTIVIDADES 
 
I. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA SOLUBILIDAD DE UNA SUSTANCIA 
 
- Tome 4 tubos de ensayo limpios, coloque en cada uno de ellos 5 mL de agua 
destilada (aproximadamente ¼ tubo de ensayo). Agregue en cada tubo pequeñas 
cantidades de las siguientes sustancias. 
 
 Tubo 1: Yoduro de potasio, (KI) 
 Tubo 2: Yodo (I2) 
 Tubo 3: Permanganato de potasio, (KMnO4) 
 Tubo 4: Naftaleno, (C10H8) 
 
 Agite y observe 
 
- En forma demostrativa el docente realizará esta experiencia utilizando los mismos 
solutos usados anteriormente y un solvente apolar, como el ciclohexano. 
 
 
 
 
 
II. AFORAR 
 
Tome un matraz aforado de 100mL y agréguele agua destilada hasta el comienzo del 
cuello del matraz. Con una piseta proceda a completar el volumen hasta el aforo, 
 
 
cuidadosamente sin sobrepasar la marca. Practique esta operación por lo menos 3 
veces antes de preparar la solución 
 
III. PREPARACION DE SOLUCIONES 
 
Prepare la solución que su profesor o ayudante le indique. Para ello, calcule la cantidad 
requerida de la sal, pésela, trasládela al matraz aforado que corresponda y agregue 
agua destilada agitando continuamente hasta disolver la sal. Después enrase hasta el 
aforo correspondiente. 
 
IV. DILUCION DE SOLUCIONES 
 
 A partir de la solución anterior, por dilución, prepare la solución que se le indique. Para 
 esto mida con pipeta el volumen de la solución concentrada necesario, vacíelo en el 
 matraz aforado que corresponda y añada agua destilada agitando continuamente hasta 
 lograr el volumen requerido. 
 
V. DETERMINACION DE DENSIDAD 
 
 Con la ayuda de una propipeta mida con una pipeta total 10 mL de la solución 
 concentrada preparada por Ud., vacíela a un vaso precipitado seco y limpio de 100 mL 
 y determine la masa de la solución. Calcule la densidad de la solución.