M ANUAL DE PRÁCTICAS DE

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(1)2012. MANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA 1. Francisco López Sosa.

(2) MANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA 1. FRANCISCO LÓPEZ SOSA. DR © 2012 Francisco López Sosa-Universidad Nacional Autónoma de México Contacto: iqm_pautor@gmail.com Prohibida la reproducción total o parcial por cualquier medio sin la autorización escrita del titular de los derechos patrimoniales.. ~1~.

(3) CONTENIDO GTE 1. Identificación del equipo y reglas de seguridad del laboratorio de química…………...….6 GTE 2. Propiedades de las sustancias: densidad y viscosidad………………………….……..…..9 GTE 3. Transformación de estados de agregación de la materia 1: …………….…...….……….12 determinación de la temperatura de ebullición de agua, metanol y etanol en la Ciudad de México GTE 4. Transformación de estados de agregación de la materia 2: ……………………………..14 determinación de la temperatura de solidificación de agua y vinagre comercial en la Ciudad de México GTE 5. Métodos de separación de mezclas 1:………………………………………………………16 contenido de alcohol en bebidas comerciales GTE 6. Métodos de separación de mezclas 2: ………………………………………...……………19 extracción de aceites esenciales mediante destilación por arrastre de vapor GTE 7. Métodos de separación de mezclas 3: cristalización fraccionada ……………………….22 GTE 8. Métodos de separación de mezclas 4: extracción con solventes………………………...24 GTE 9. Métodos de separación de mezclas 5: colorantes en la gelatina…………………………26 GTE 10. Azúcar: ¿elemento ó compuesto?................................................................................28 GTE 11. Clasificación de elementos en la tabla periódica 1: metal ó no-metal………………….30 GTE 12. Clasificación de elementos en la tabla periódica 1: sales a la llama……………………32 GTE 13. El modelo atómico nuclear: construcción de un modelo físico a escala……………….34 GTE 14. El enlace químico: ¿iónico ó covalente?.......................................................................36 GTE 15. Estructuras de Lewis 1: ¿alcano ó alqueno?................................................................39 GTE 16. Estructuras de Lewis 2: ¿metanol ó etanol?.................................................................41 GTE 17. Preparación de helado……………………………………………………………………….43. ~2~.

(4) ACERCA DEL AUTOR. Francisco López Sosa es profesor de Física y Química en el Colegio Nacional de Matemáticas Plantel Mixcoac. Desde 2008 ha impartido clases en diferentes cursos de dicha institución, como son: “Bachillerato Tecnológico” incorporado a la SEP en su sistema escolarizado, “Ingreso a UNAM”, “Ingreso a Politécnico”, “Ingreso a Bachillerato” y “CENEVAL”. Sustenta el grado de pasante de Ingeniería Química Metalúrgica recibido por la Facultad de Química de la Universidad Nacional Autónoma de México. Contacto:. iqm.pautor@gmail.com. PREFACIO El presente trabajo es una recopilación de experimentos tomados de diferentes fuentes; incluye las citas y reconocimientos pertinentes, respetando la probidad intelectual. Está dirigido y adaptado a escuelas de tipo particular que no cuentan con una infraestructura requerida para prácticas de laboratorio que exigirían mayores sistemas de seguridad (como campanas de extracción de gases). El objetivo de este manual es el de atraer a los estudiantes al camino de la Química. La realización de las prácticas que forman parte de este trabajo, definirán su gusto por esta maravillosa disciplina científica, facilitando la comprensión de los conceptos adquiridos durante su educación media superior. Cada Guión de Trabajo Experimental (GTE) fue diseñado con la finalidad de realizar prácticas experimentales seguras, empleando reactivos de bajo nivel de peligrosidad, y estipulando las normas necesarias para salvaguardar la integridad personal tanto de alumnos como de personal docente. Los cuestionarios incluidos al final de cada práctica, pretenden ser una guía para la elaboración de los reportes del trabajo experimental. El alumno puede basarse en las preguntas propuestas para elaborar una discusión de resultados y a su vez generar las conclusiones apropiadas. Pero eso es sólo una sugerencia, el docente encargado del curso será quien defina la forma de reportar los resultados.. ~3~.

(5) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 1 IDENTIFICACIÓN DEL EQUIPO Y REGLAS DE SEGURIDAD DEL LABORATORIO DE QUÍMICA. Objetivos. Que los alumnos estén al tanto de las normas de seguridad implementadas en los laboratorios de trabajo, para disminuir la probabilidad de ocasionar accidentes en el mismo. Parte 1. Procedimiento. Lectura y explicación del Listado de normas de seguridad, sustancias peligrosas y procedimientos a realizar en caso de accidentes. Medidas de seguridad [1]. 1. No deben realizarse experimentos sin la autorización y presencia del docente responsable del grupo. 2. Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente responsable del grupo. 3. Es obligatorio el uso de bata de algodón, guantes de látex y gafas de seguridad durante la permanencia dentro del laboratorio. 4. Debe notificarse al profesor el uso de lentes de contacto o cualquier tipo de implante en el cuerpo. 5. Uso de cabello recogido, zapatos cerrados y con suela de goma. Queda estrictamente prohibido el uso de prendas de tela sintética que no cubra por completo la bata, ya que son altamente inflamables. 6. Todo material caliente (tubos de ensayo, varillas de vidrio o vasos de precipitados) deben colocarse sobre telas de asbesto. 7. La disolución de ácidos concentrados debe realizarse de la siguiente manera: Utilizar recipientes de pared delgada. Añadir una cama de agua previa a la incorporación del ácido. NUNCA AÑADIR AGUA AL ÁCIDO [2], ya que la reacción puede ser explosiva. Si el recipiente se calienta demasiado, realizar la operación en un baño con hielos. 8. No tocar, ingerir ni oler ninguna sustancia, en caso de hacerlo por accidente se debe dar aviso de inmediato al docente encargado. 9. No arrojar residuos al drenaje, designar recipientes para almacenarlos y posteriormente tratarlos de manera adecuada. 10. Cuando se realicen reacciones que desprendan gases tóxicos, la operación deberá de realizarse bajo una campana de extracción. 11. Todos los frascos que contengan sustancias deberán mantenerse tapados y debidamente etiquetados con los datos de cada sustancia. 12. No trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo.. ~4~.

(6) 13. No ingerir alimentos ni bebidas dentro del laboratorio. No fumar. 14. Mantener la disciplina y estar atento a las instrucciones del docente. Sustancias que deben usarse con precaución [3]. 1. Ácido fluorhídrico (HF). Causa quemaduras de acción retardada en la piel, en contacto con las uñas causa fuertes dolores, y sólo si se atiende a tiempo se puede evitar la destrucción de los tejidos incluso el óseo. 2. Ácido nítrico (HNO3). Daña permanentemente los ojos en unos segundos y es sumamente corrosivo al contacto con la piel, produciendo quemaduras y manchas de color amarillo por acción sobre las proteínas. 3. Ácido sulfúrico (H2SO4), fosfórico (H3PO4) y clorhídrico (HCl). Las soluciones concentradas de estos ácidos lesionan rápidamente la piel y los tejidos internos. Sus quemaduras tardan en sanar y pueden dejar cicatrices. Los accidentes más frecuentes se producen por salpicaduras y quemaduras al pipetearlos con la boca. En caso de accidente con alguna de las anteriores sustancias, hay que comunicarlo inmediatamente al docente encargado. Lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada. Si la quemadura fuera en los ojos, acudir al servicio médico más cercano después de realizar el lavado. Si fuera extensa, llevar al lesionado al chorro de agua de la regadera inmediatamente y acudir al servicio médico después. Cuestionario El alumno realizará un mapa mental que contenga todas las medidas de seguridad antes explicadas. Parte 2 Materiales y sustancias. Todo el material y sustancias que el laboratorio tiene disponible y que va a ser utilizada a lo largo del curso. Procedimiento. El profesor mostrará cada pieza del material de laboratorio y explicará de manera detallada la aplicación del mismo. Cuestionario. Identifica el material presentado en cada una de las siguientes figuras, colocando su nombre y una breve descripción de su utilidad [1].. ~5~.

(7) ~6~.

(8) Bibliografía. 1. A. R. Rivera Gómez, Manual de laboratorio de química, Instituto Tecnológico de Chihuahua, Agosto 2002, Pp. 4-7. 2. A. Garritz, Química verde y reducción de riesgos, Educación Química, 20[4], Pp. 394-397, 2009. 3. Seguridad en el manejo de disolventes y diluyentes de uso industrial, Universidad Nacional Autónoma de México, Facultad de Química UNAM, Instituto Mexicano del Petróleo, Petróleos Mexicanos, Cámara Nacional de la Industria de la Transformación, Asociación Nacional de la Industria Química.. ~7~.

(9) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 2 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS : DENSIDAD Y VISCOSIDAD [1]. Objetivos. Evaluar de manera experimental la densidad y viscosidad como propiedades de la materia para dos sustancias químicas. Clasificar dichas propiedades como intensivas-extensivas, físicas-químicas y generalesparticulares-específicas. Antecedentes. Las propiedades de las sustancias son sus cualidades características [1]. Son las que permiten afirmar, con base en la observación, si estamos frente a una sustancia determinada u otra. Un atributo básico de la materia es la de poseer masa. Ésta es una de sus propiedades más fundamentales. Sobre la superficie de la Tierra, la presencia de la masa de un cuerpo se refleja en la atracción del planeta sobre él, de acuerdo con la Ley de Gravitación [1]. Así de la masa deriva entonces el concepto de peso. Las propiedades pueden clasificarse en extensivas e intensivas. Las primeras dependen de la dimensión de la muestra (su masa o su volumen, por ejemplo) y las segundas no cambian en función del tamaño de la muestra (la densidad, entre muchas otras), es decir, son características de las sustancias y no de muestras particulares de ellas [1]. Otra clasificación habitualmente usada es propiedades generales, particulares y específicas. Las primeras son aquellas que se encuentran en toda la materia y dependen de la cantidad de sustancia por lo que también entran en la clasificación de extensivas. Las segundas, están en un grupo determinado de materiales, por lo que pueden ser tanto extensivas como intensivas. Por último, las propiedades específicas son las que permiten distinguir unas sustancias de otras y no dependen de la cantidad, por lo que también se clasifican dentro del grupo de las intensivas [1]. La densidad es la relación entre la masa de una sustancia contenida en la unidad de volumen. Por ejemplo, la densidad del cloruro de sodio es ρNaCl=2.163g/cm3 ó ρNaCl=2163kg/m3. La viscosidad (o más formalmente, coeficiente de viscosidad cinemática) se refiere a la resistencia que opone una capa de fluido en reposo a otra que está en movimiento. El coeficiente de viscosidad cinemática es la fuerza (en Newtons), por unidad de área (metros cuadrados), requerida para mantener una diferencia unitaria en la velocidad de las dos capas de fluido (un metro. ~8~.

(10) sobre segundo). Por ejemplo, la viscosidad para el N2 a 0°C es η=1.781x10-5 kg/(ms). Materiales y sustancias. 2 vasos de precipitados de 250 mL (ó de la capacidad disponible). 3 probetas graduadas de 100 mL (ó de la capacidad disponible). 500 mL de agua de la llave.. 500 mL de aceite cocina. 2 canicas pequeñas. 1 agitador de vidrio.. para. Procedimiento. Primera parte. 1. Medir 100 mL de agua de la llave y 100 mL de aceite para cocina. 2. Mezclarlos en uno de los vasos de precipitados. 3. Agitarlos vigorosamente durante unos segundos y dejarlos reposar. 4. Registrar observaciones. Segunda parte. 5. Coloca poca cantidad de cada sustancia entre tus dedos y frótalos. 6. Anota tus observaciones. 7. Medir otros 100 mL de ambas sustancias y colocarlos en las dos probetas restantes. 8. Soltar 1 canica desde la superficie de cada sustancia. 9. Medir cuantitativamente el tiempo que le toma a las canicas deslizarse hasta el fondo de las probetas. 10. Registrar sus observaciones. Cuestionario Primera parte. 1) Investiga la densidad de cada una de las sustancias empleadas en los experimentos. 2) ¿Qué tipo de mezcla es la que se forma entre el agua y el aceite? 3) ¿Cuál de estas sustancias se va al fondo y cual “flota”? 4) Explica la razón por la cual una de las sustancias permanece abajo y la otra arriba. 5) De las observaciones realizadas durante la práctica, ¿qué sustancia posee mayor densidad? Confirma tu respuesta con los datos investigados en la literatura. Segunda parte. 6) Investiga el valor del coeficiente de viscosidad cinemática para las sustancias usadas en los experimentos. 7) ¿Con cuál sustancia te costó más trabajo deslizar tus dedos? 8) ¿Cuál sustancia demoró más la llegada de la canica al fondo de la probeta?. ~9~.

(11) 9) De las observaciones realizadas durante la práctica, proponer cual sustancia posee mayor viscosidad. Confirmar su predicción con los valores investigados en la literatura. Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 19-21.. ~ 10 ~.

(12) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 3 TRANSFORMACIÓN DE ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 1: DETERMINACIÓN DE LA TEMPERATURA DE EBULLICIÓN DEL AGUA, METANOL Y ETANOL EN LA CIUDAD DE MÉXICO. Objetivos. Hallar los valores de las temperaturas de ebullición del agua, metanol y etanol de forma experimental. Comparar los valores obtenidos con los reportados en la literatura. Explicar las razones por las cuales se presentan diferencias entre los valores teóricos y experimentales. Antecedentes. Toda la materia presenta tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Si el calor, como se infiere en la teoría cinética, es energía, los estados de agregación de la materia dependen de su contenido de calor. Un cambio de un estado a otro incluye la sustracción ó adición de una cierta cantidad de calor por gramo de sustancia [1]. La ebullición es el cambio de estado que tiene lugar no sólo en la superficie de la sustancia (a diferencia de la evaporación), sino dentro de la misma, aun muy profundamente, donde el calor es aplicado tal vez por una flama. Si la superficie del líquido es cubierta, las moléculas quedan encerradas arriba de la superficie del líquido y originan una presión conforme se acumulan; a una temperatura dada existe un valor máximo que puede alcanzar esta presión para un líquido en particular, llamada presión de vapor saturado. A esa temperatura probablemente las moléculas que salen del líquido al vapor son en igual número a las moléculas que pasan del vapor al líquido. Desde este punto de vista, el punto de ebullición de un líquido es simplemente la temperatura a la que la presión de vapor saturado coincide con la presión atmosférica [1]. “Cambios de la temperatura de ebullición con la presión”. La temperatura de ebullición de un líquido no es un valor fijo, sino que depende de la presión. A medida que la presión aumenta, la temperatura de ebullición aumenta también, sin embargo si la presión disminuye, el punto de ebullición también. Esto se puede explicar fácilmente con la presión de vapor saturado, en el momento que la presión de la atmósfera disminuye, la presión de vapor necesita vencer cada vez una fuerza menor, por lo que necesita de menos calor para lograrlo y esto impacta en que la temperatura requerida sea menor [1]. Materiales y sustancias. 3 vasos de precipitados de 500 mL 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol. ~ 11 ~.

(13) 1 soporte universal o tripié metálico 1 rejilla de alambre con tela de asbesto 1 termómetro de vidrio 200 mL de agua 200 mL de metanol 200 mL de etanol Procedimiento. 1. 2. 3. 4. 5.. 6. 7. 8.. Colocar 50 mL de agua en uno de los vasos de precipitados. Encender la flama y colocarla debajo del tripié o soporte universal. Poner el vaso a la flama sobre la rejilla de alambre con tela de asbesto. Monitorear la temperatura todo el tiempo durante el calentamiento de la muestra. Registrar el valor de temperatura cuando crea que ha comenzado la ebullición (comiencen a observarse numerosas burbujas subiendo a través de la masa de sustancia desde el fondo de la misma). Repetir los pasos 1 a 5 con el metanol y etanol. Realizar la prueba por triplicado para cada sustancia. Calcular el promedio de los tres valores obtenidos.. Cuestionario. 1) ¿En qué momento decidió que ya había comenzado la ebullición (cuál criterio se usó)? 2) Investigar los valores de las temperaturas de ebullición de las sustancias empleadas en la práctica y compararlos contra los determinados experimentalmente. 3) ¿Hay diferencias entre las temperaturas teóricas y experimentales? Explique las razones que generan dichas diferencias. Bibliografía. 1. Clarence E. Bennett, Física sin matemáticas, Compañía Editorial Continental S. A. de C. V., México, 1996, Pp. 133-136.. ~ 12 ~.

(14) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 4 TRANSFORMACIÓN DE ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 2: DETERMINACIÓN DE LA TEMPERATURA DE SOLIDIFICACIÓN DEL AGUA Y VINAGRE COMERCIAL EN LA CIUDAD DE MÉXICO. Objetivos. Hallar los valores de las temperaturas de congelación del agua y vinagre de forma experimental. Comparar los valores obtenidos con los reportados en la literatura. Explicar las razones por las cuales se presentan diferencias entre los valores teóricos y experimentales. Antecedentes. Al cambio de líquido a sólido y viceversa es llamado respectivamente, congelación y fusión. La extracción de calor produce la transformación denominada congelación, con su respectiva disminución de la temperatura [1]. La cantidad de calor necesaria para cambiar de estado a un gramo de una sustancia de líquido a sólido, o viceversa, sin cambio en su temperatura, se llama calor de fusión de dicha sustancia [1]. Como es de esperarse (por lo visto en la práctica anterior), la temperatura de congelación aumenta con aumentos de la temperatura, aunque en éste caso las variaciones de temperatura no son tan sensibles a cambios considerables de presión [1]. Materiales y sustancias. 2 vasos de precipitados de 500 mL 1 cubeta de plástico 1 espátula metálica 1 termómetro de vidrio 200 mL de agua 200 mL de vinagre blanco destilado con un contenido de 5% de ácido acético 1 bolsa de sal de grano (de cocina) 1 bolsa de hielo Procedimiento. 1. Colocar 50 mL de agua en uno de los vasos de precipitados. 2. Colocar en la cubeta una cama de hielo (de preferencia picado), seguido de una cama de sal de grano. 3. Repetir sucesivamente el paso 2 hasta obtener un volumen suficiente de hielo-sal para cubrir el 90% del vaso de precipitados.. ~ 13 ~.

(15) 4. Introducir el vaso de precipitados en el sistema hielo-sal, y girar el vaso sobre su eje axial de modo que la superficie del vaso friccione con el hielo-sal. 5. Raspar cuidadosamente las paredes del vaso haciendo contacto con el agua dentro del mismo, esto para inducir la solidificación. 6. Monitorear la temperatura todo el tiempo durante el enfriamiento de la muestra. 7. Registrar el valor de temperatura cuando crea que han aparecido los primeros cristales de la muestra. 8. Repetir los pasos 1 a 7 con el vinagre. 9. Realizar la prueba por triplicado para cada sustancia. 10. Calcular el promedio de los tres valores obtenidos. Cuestionario. 1) ¿En qué momento decidió que ya había comenzado la congelación (cuál criterio se usó)? 2) Investigar los valores de las temperaturas de congelación de las sustancias empleadas en la práctica y compararlos contra los determinados experimentalmente. 3) ¿Hay diferencias entre las temperaturas teóricas y experimentales? Explique las razones que generan dichas diferencias. Bibliografía. 1. Clarence E. Bennett, Física sin matemáticas, Compañía Editorial Continental S. A. de C. V., México, 1996, Pp. 137-138.. ~ 14 ~.

(16) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 5 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 1: CONTENIDO DE ALCOHOL EN BEBIDAS COMERCIALES. Objetivos. Que el alumno determine de manera experimental el porcentaje de alcohol presente en las bebidas alcohólicas. Que el alumno evalúe la eficiencia del proceso de evaporación como método de separación de mezclas. Antecedentes. En la naturaleza, la gran mayoría de las sustancias se encuentran formando mezclas de muy diversos tipos [1]. Por ejemplo: Tomamos el principio activo de una medicina, que está mezclado con otros componentes y con el excipiente, [2] En el hogar usamos limpiadores cuyos antisépticos están mezclados con detergentes y con agua, como vehículo [2]. No obstante, en muchas ocasiones es necesario, o sencillamente deseable, obtener por separado a las sustancias componentes de una mezcla, o conocer la composición de dicha mezcla. A esto se dedica el Análisis Químico [2]. Los componentes de una mezcla pueden concentrarse o separarse de la misma mediante procesos de separación [2]. Un proceso de separación es el que se lleva a cabo cuando se trata una mezcla para obtener ya sea cada uno de sus componentes, o mezclas más sencillas de alguna de éstas [1]. La destilación es un método de separación que consiste en llevar una mezcla líquida a ebullición en un matraz de destilación. La mezcla puede estar compuesta únicamente por líquidos miscibles (que se disuelven por completo uno en el otro) o puede contener también algún sólido disuelto. Cada uno de los líquidos en la mezcla conserva su tendencia a evaporarse y hierve al alcanzar la cercanía de su temperatura de ebullición [2]. El vapor que se desprende inicialmente está compuesto principalmente por el líquido con menor temperatura de ebullición (L1). Este vapor se hace pasar por un refrigerante o condensador, y se coloca en un recipiente [2]. La evaporación es una alternativa al proceso de destilación, que consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Éste método se emplea si no existe interés en utilizar el componente evaporado. El resto de los componentes de la mezcla quedan en el envase [1].. ~ 15 ~.

(17) Los principales componentes de las bebidas comerciales son el alcohol y el agua. Estos dos líquidos tienen diferentes puntos de ebullición: a nivel del mar el del alcohol (etanol) es 78.5°C y el del agua, 100°C. En ciudades donde la presión atmosférica es menor (como en la Ciudad de México), estas temperaturas de ebullición son un poco menores. Esto permite utilizar los métodos de destilación y evaporación para separar el alcohol en cada una de las mezclas de una manera bastante sencilla, ya que éste hierve antes que el agua [2]. Materiales y sustancias. 1 matraz de Erlenmeyer. 1 termómetro de vidrio. 1 soporte universal con anillo de hierro o un tripié metálico. 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol. 1 tela de alambre con asbesto. 1 probeta graduada de 100 mL. 100 mL de alguna bebida comercial (cerveza, brandy, ron). Procedimiento. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.. Elegir una bebida y coloca 30 mL en el matraz. Colocar el matraz en el soporte sobre la malla con tela de asbesto. Comienza a calentar la mezcla empleando la lámpara de alcohol. Monitorear la temperatura de la superficie de la mezcla durante todo el experimento. Tratar de mantener la temperatura lo más cercana posible a los 80°C, colocando y retirando la llama del sistema. Interrumpir el calentamiento cuando deje de presentarse evaporación (interrupción del burbujeo en la mezcla). Medir el volumen restante de agua en el matraz. Repetir el experimento con al menos dos bebidas diferentes.. Cuestionario. 1) ¿En qué momento decidió terminar el calentamiento de la mezcla? 2) ¿El residuo huele o sabe a alcohol? 3) Proponer un mejor criterio para elegir el momento de interrupción del calentamiento de la mezcla. 4) ¿La separación se llevó a cabo al 100%? Aproximadamente, ¿qué porcentaje de eficiencia presentó este método de separación de mezclas? 5) ¿Se podría emplear éste método para separar una mezcla de 2-propanol (Teb=82.3°C) y 2-metil.2.propanol (Teb=82.8°C)? Explique su respuesta. 6) Investigue la fórmula que permite calcular el porcentaje Volumínico de una solución. 7) Determine el porcentaje de agua y de alcohol que posee cada mezcla tratada en la presente práctica. Bibliografía. ~ 16 ~.

(18) 1. James N. Spencer, George M. Bodner y Lyman H. Rickard. Química: estructura y dinámic,. Compañía Editorial Continental, Primera edición, México, 2000, Pp. 4-7. 2. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 22-23. 3. D. Cruz-Garritz, José A. Chamizo y A. Garritz, Estructura atómica: un enfoque químico, Facultad de Química, Universidad Nacional Autónoma de México, Addison-Wesley Iberoamericana S. A., 1987, Pp. 21-23.. ~ 17 ~.

(19) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 6 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 2: EXTRACCIÓN DE ACEITES ESENCIALES MEDIANTE DESTILACIÓN POR ARRASTRE DE VAPOR [1]. Objetivos. Aplicación de la destilación por arrastre de vapor para la obtención de aceites esenciales de plantas aromáticas. Explicación de los fundamentos químicos de dicha técnica de separación de mezclas. Antecedentes. La destilación por arrastre con vapor es una técnica usada para separar sustancias orgánicas insolubles en agua y ligeramente volátiles, de otras no volátiles que se encuentran en la mezcla, como resinas o sales inorgánicas. Cuando se tienen mezclas de líquidos que no son miscibles entre sí, se tiene un tipo de destilación que sigue la ley de Dalton sobre las presiones parciales. Como resultado de este comportamiento, y cuando uno de los componentes es agua, al trabajar a presión atmosférica, se puede separar un componente de mayor punto de ebullición que el del agua a una temperatura menor a 100º (92º en el D.F.) Debido a lo anterior, con esta técnica se pueden separar sustancias inmiscibles en agua y que se descomponen a su temperatura de ebullición o cerca de ella, por lo que se emplea con frecuencia para separar aceites esenciales naturales que se encuentran en hojas, cáscaras o semillas de algunas plantas (té limón. Menta, canela, cáscaras de naranja o limón, anís, pimienta, etc.) Los aceites esenciales también pueden aislarse de sus fuentes naturales por medio de la extracción con disolventes orgánicos. Dependiendo de la técnica que se utilice para el aislamiento, será la pureza y rendimiento del aceite esencial. Materiales y sustancias. 2 matraces Erlenmeyer graduados de 125 y 250 mL respectivamente 1 refrigerante para agua con mangueras 1 equipo para arrastre de vapor como se muestra en la Figura 1 1 embudo de vidrio 1 probeta graduada de 25 mL 1 vaso graduado de precipitados de 250 mL 1 tubo capilar 1 frasco vial 1 tripié metálico. ~ 18 ~.

(20) 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol 1 rejilla de alambre con asbesto Té de limón (zacate-limón) u otro material proporcionado por el alumno que sirva para extracción por arrastre de vapor. Agua Acetato de etilo Sulfato de sodio anhidro. Figura 1. Esquema del equipo para arrastre de vapor. Procedimiento [1]. 1. Monte el equipo que se muestra en la Figura 1. 2. Coloque aproximadamente 150 mL de agua destilada en el matraz No. 1 (generador de vapor). 3. En el matraz No. 2 coloque té limón. cortado en trozos pequeños hasta donde dice “200 mL”. Son aproximadamente 40 g. 4. Con el mechero, caliente hasta ebullición el matraz No. 1 a fin de generar el vapor que pasará al matraz No. 2, extrayéndose de esta manera el aceite esencial de té limón, que inmediatamente es arrastrado por el vapor de agua en un proceso de co-destilación. 5. Suspenda el calentamiento cuando el volumen del destilado sea de 100 mL aproximadamente. 6. De este destilado extraiga totalmente el aceite esencial, colocando en el embudo de separación cantidades 1:1 del destilado y de acetato de etilo. 7. Agita diez veces, abriendo la llave del embudo después de cada agitación (para liberar la presión generada por la agitación). 8. Deja reposar hasta que haya una buena separación de las dos fases. 9. Las fases acuosas se desechan y los extractos orgánicos se colectan en un matraz Erlenmeyer de 50 ml, agregue entonces la cantidad necesaria de sulfato de sodio anhidro para eliminar el agua remanente. Filtre o decante el extracto seco y colóquelo en un vial. Cuestionario. 1) Describa cuál es el aspecto que presenta el extracto obtenido. 2) ¿Qué características en una sustancia la hacen susceptible de ser aislada por el método de destilación por arrastre con vapor?. ~ 19 ~.

(21) Bibliografía. 1. Departamento de Química Orgánica de la Facultad de Química, UNAM, Manual de laboratorio de química orgánica 1.. ~ 20 ~.

(22) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 7 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 3: CRISTALIZACIÓN FRACCIONADA [1]. Objetivos. Que el alumno refuerce en su entendimiento los conceptos de solubilidad y cristalización. Que sea capaz de responder al final de la práctica la pregunta: ¿cuál es más soluble en agua, el azúcar o la sal? Antecedentes. La cristalización es un proceso que se utiliza principalmente cuando se desea separar a un sólido disuelto (soluto) en un disolvente. La solubilidad de un soluto en un disolvente tiene generalmente un límite, que se mide en unidades de masa de soluto por unidades de masa ó volumen de disolvente a una temperatura dada. A este límite se le conoce como saturación y se dice que una solución está saturada, si no acepta la solubilización de más soluto [1]. Así por ejemplo, se sabe que la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) es de 39.12g en 100g de agua a 25°C. Si el volumen de disolvente disminuye mientras la temperatura se mantiene constante, el soluto tenderá a cristalizar. Como generalmente la solubilidad de un soluto aumenta con la temperatura, una disminución en ella también favorece la cristalización del soluto [2]. Es posible que si se tienen dos o más solutos presentes en una disolución, al evaporarse parcialmente el disolvente cristalice sólo uno de ellos, al menos soluble. Éste puede separarse por filtración, para luego seguir evaporando el disolvente hasta la cristalización de un segundo soluto, y así sucesivamente. A este proceso repetitivo, en el que logran separarse entre sí solutos de una disolución gracias a sus distintas solubilidades, se le llama cristalización fraccionada [1]. Materiales y sustancias. 1 vaso de precipitados de 250 mL 1 vaso de precipitados de 500 mL 1 vaso de cristal “casero” 1 soporte universal con aro metálico ó un tripié metálico 1 rejilla de alambre con tela de asbesto 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol 1 agitador de vidrio 1 embudo de vidrio 1 refrigerador Filtros para café Azúcar. ~ 21 ~.

(23) Sal Procedimiento [1]. 1. 2. 3. 4.. Medir una cuarta parte del vaso de precipitados de 250 mL con azúcar. Realizar la misma operación con sal. Mezclarlos con 400 mL de agua en el vaso de precipitados de 500 mL. Calentar la mezcla y agitarla gasta lograr la disolución total de ambas sustancias. 5. Si observa que queda alguna pequeña cantidad de cristales sin disolverse, o alguna impureza, pasa la mezcla a través de un papel filtro previamente pegado con agua al embudo de vidrio. 6. Colocar la disolución en el vaso de vidrio (verter cuidadosamente para evitar que el choque térmico rompa el vaso), y cúbrela, para mantenerla libre de polvo. 7. Dejar en reposo varios días en un refrigerador (puede ser de su casa), durante los cuales podrá ir observando la aparición paulatina de cristales. 8. Al cabo de algunos días, cuando ya no se aprecie el aumento en la cantidad de cristales formados, sepáralos filtrando la mezcla con un papel filtro. 9. En este caso, y SÓLO EN ÉSTE CASO en el que las sustancias problema son conocidas e inofensivas, utiliza alguno de tus sentidos para identificar la naturaleza de los cristales. 10. Anotar sus observaciones. Cuestionario. 1) ¿Qué podría asegurar de la relación existente entre la solubilidad y el aumento de la temperatura? 2) Explique brevemente la razón por la cual se indica agitar la mezcla mientras se calienta. 3) ¿Cuál de tus sentidos será más factible usar para identificar la sustancia que apareció como cristales en la solución? 4) ¿Qué sustancia es más soluble en agua: sal o azúcar? 5) ¿Requieres experimentar más? Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 23-24. 2. T. R. Dickson, Introducción a la Química, Publicaciones Cultural, México, 2002, Pp. 294-295.. ~ 22 ~.

(24) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 8 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 4: EXTRACCIÓN CON SOLVENTES [1]. Objetivos. Llevar a la práctica y reforzar los conocimientos de la extracción con solventes como método de separación o purificación. Determinar qué sustancia entre 2 refrescos de cola contienen mayor cantidad de cafeína. Antecedentes. El agua no es miscible en algunos líquidos, como el aceite, o en algunos disolventes orgánicos, como el cloroformo. Siempre que se agite a estos líquidos con intención de mezclarlos, éstos vuelven a separarse en dos fases al quedar en reposo. Este fenómeno, unido a la mayor o menor solubilidad en agua de cierto tipo de solutos comparada con su solubilidad en otros disolventes orgánicos no miscibles en agua, constituye la base de un método de separación conocido como extracción [1]. Supongamos que tenemos una disolución acuosa en la que se hallan disueltos dos solutos, uno de los cuales, S1, es soluble en cloroformo (o algún otro disolvente no miscible en agua) y el otro, S2, no. Al añadir cloroformo sobre esta disolución acuosa y agitar, S2 permanecerá en el agua, mientras que S1 será extraído, al menos parcialmente, por el cloroformo. Este procedimiento se lleva a cabo en un embudo de separación. Qué tanto S2 permanezca en el agua y qué tanto pase al cloroformo, dependerá de la particular afinidad que tenga S2 por cada uno de estos dos disolventes. Por lo general, es necesario repetir el proceso varias veces, separando las dos fases y añadiendo cloroformo puro de nuevo a la disolución acuosa [1]. La cafeína es una sustancia orgánica cuya fórmula condensada es: C8H10N4O2. Esta sustancia es soluble en agua. Sin embargo tiene más afinidad por algunos disolventes orgánicos, como el cloroformo, CHCl3, que a su vez es casi inmiscible en agua. Se sabe también que forma cristales en forma de aguja y que tiene un punto de fusión de 238°C [1]. Es posible entonces, mediante una extracción, separar a la cafeína de una disolución acuosa, como pueden ser los refrescos de cola, utilizando cloroformo. Al evaporar el disolvente se obtendrá un sólido que podrás identificar por su forma cristalina y punto de fusión [1]. Material y sustancias. Embudo de separación 1 cápsula de porcelana 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol 1 rejilla con tela de asbesto. ~ 23 ~.

(25) 1 tripié metálico Cloroformo Coca-Cola y Pepsi-Cola Procedimiento [1]. 1. Coloca 50 mL del refresco de cola 1 en un embudo de separación y agrega 50 mL de cloroformo. 2. Agita diez veces, abriendo la llave del embudo después de cada agitación (para liberar la presión generada por la agitación). 3. Deja reposar hasta que haya una buena separación de las dos fases. 4. Vacía en una cápsula de porcelana el cloroformo que contiene la cafeína extraída. 5. Destila el cloroformo de la disolución al baño María (guarda el destilado para llevar a cabo otro experimento) hasta que el sólido disuelto quede seco en el matraz. 6. Repite los pasos 1 al 5 con una muestra del refresco de cola 2. Cuestionario. 1) Aproximadamente, ¿cuánto tiempo le tomó a la mezcla separarse después de las agitaciones? 2) ¿La separación se llevó a cabo al 100%, es decir no quedó nada de las fases mezcladas? 3) ¿Cuál de las dos bebidas contiene mayor cantidad de cafeína? 4) ¿Cuál paso agregarías al procedimiento para poder responder con precisión (numéricamente) la pregunta anterior? Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 24-25.. ~ 24 ~.

(26) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 9 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 5: COLORANTES EN LA GELATINA [1]. Objetivos. Llevar a la práctica y reforzar los conocimientos de la cromatografía como método de separación o purificación. Determinar el número de colorantes que pueden ser identificados en un polvo para preparar gelatina. Antecedentes. La cromatografía es una de las técnicas de separación que más ha evolucionado con la tecnología moderna. Los principios de la cromatografía se emplean para separar sólidos de sólidos (en disolución), líquidos de líquidos y gases de gases. La idea fundamental de la cromatografía es que los componentes de la mezcla que se desean separar se distribuyen entre dos fases, una de las cuales es fija o estacionaria y la otra, la fase móvil, se desplaza a través de la primera. A este paso de la fase móvil a través de la estacionaria se le conoce como proceso de elución [1]. La raíz chromos (color) en la palabra cromatografía tiene razones puramente históricas. Parece sugerir que el color es lo que distingue a los componentes de la mezcla, y lo que los hace separables, pero el color no tiene nada que ver en ello [1]. La primera descripción detallada de una cromatografía se atribuye a Michael Tswett, un bioquímico ruso, quien aisló la clorofila de una mezcla de pigmentos vegetales, en 1906. Colocó una pequeña muestra en la parte superior de una columna empacada con polvo de carbonato de calcio y enseguida eluyó la muestra con éter de petróleo [1]. A medida que la muestra iba descendiendo por la columna, se iba separando en distintas bandas que se desplazaban a velocidades diferentes. Las bandas tenían diversos colores, debido a la naturaleza de los pigmentos de la mezcla, de ahí el nombre dado al proceso, aun cuando los colores eran accidentales y nada tenían que ver con el principio del método [1]. Los colorantes utilizados en los alimentos están formados por moléculas orgánicas bastante complejas. Las diferencias en los colores de distintas sustancias son causadas por diferencias en la estructura molecular que también hacen ligeramente distinta su solubilidad. Estas diferencias son las que nos permiten aplicar el método de la cromatografía en columna para separar una mezcla de este tipo de sustancias. Realizarás la separación en una microcolumna [1]. Materiales y sustancias.. ~ 25 ~.

(27) 1 pipeta Pasteur Algodón Polvo de gelatina de color fuerte (uva ó frambuesa) Sílica gel (para cromatografía en columna) Alcohol etílico Cloruro de sodio Procedimiento [1]. 1. Coloca una pequeña torunda de algodón en el fondo de una pipeta Pasteur (cuida que no penetre en el capilar). 2. Rellena con sílica-gel hasta el tercio superior de la pipeta e introduce otra torunda de algodón. 3. Disuelve un poco de polvo de gelatina de sabor en una mezcla alcoholagua en iguales proporciones de volumen y agita para disolver. 4. Agrega dos gotas de la disolución anterior dentro de la microcolumna. 5. Agrega 5 mL de disolución de cloruro de sodio al 1%. Cuestionario. 1) Describa cuál es el aspecto que presenta la columna de cromatografía. 2) ¿Qué características en una sustancia la hacen susceptible de ser aislada por el método de cromatografía en columna? 3) ¿Cuántos colores diferentes logró identificar? Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 25-26.. ~ 26 ~.

(28) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 10 AZÚCAR: ¿ELEMENTO O COMPUESTO ? [1]. Objetivos. Que el alumno sea capaz de clasificar al azúcar como un elemento o compuesto al concluir el presente trabajo experimental. Antecedentes. Entre todas las transformaciones químicas posibles hay unas que resultan de mucho interés: las que dan lugar a los elementos. Es decir, transformaciones que conducen a sustancias que ya no parecen estar constituidas por otras más simples, de aquí que se les llame sustancias elementales ó elementos [1]. Un elemento químico es aquella sustancia que no puede descomponerse en otras más simples mediante algún proceso químico común. Los elementos, si bien no pueden descomponerse, pueden reaccionar entre sí para formar compuestos. Un compuesto [1] es una sustancia constituida por dos o más elementos químicos. Cada elemento y cada compuesto tienen propiedades únicas que permiten clasificarlos e identificarlos. Además, las propiedades físicas y químicas de un compuesto son distintas a las de los elementos que los forman [1]. Algunos de los elementos se conocen desde los principios de la historia, debido a que se presentan en la naturaleza en forma libre y no como parte de compuestos. A este grupo pertenecen el oro, la plata, el cobre, el plomo, y el azufre. Antoine L. Lavoisier [1] fue el primero en hacer una lista de los elementos químicos, a los que llamó “sustancias simples”. Con el advenimiento de nuevas técnicas eléctricas (descubrimiento de la pila voltaica comienzos del Siglo XIX) se aislaron, entre otros elementos, el potasio y el sodio [1]. En 1825 se descubre el Aluminio, el tercer elemento más abundante y el metal más común de la Tierra. Así, a finales del S. XIX el número de sustancias elementales reconocidas había aumentado a 63 y a comienzos del S. XX eran ya 82. El descubrimiento del Renio (Re) en 1925 completó la lista de los 88 elementos naturales que pueden encontrarse en la Tierra [1]. Todo el mundo, desde una manzana hasta una televisión, procede de estas 88 variedades básicas de la materia. Esto quiere decir que absolutamente todo lo que nos rodea está formado por la combinación de esos 88 elementos [1]. La sacarosa ó azúcar de mesa está compuesta por carbono, hidrógeno y oxígeno.. ~ 27 ~.

(29) Materiales y sustancias. 1 tubo de ensayo 1 pinzas para tubo de ensayo 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol. 2 g de azúcar de mesa Procedimiento [1]. 1. Colocar los 2 g de azúcar en el tubo de ensayo. 2. Tomar el tubo con las pinzas asegurándose de que no exista la posibilidad de que se resbale. 3. Calentar la base del tubo en la flama hasta que deje de observar cambios en el sistema. 4. Anotar todas las observaciones del suceso. Cuestionario. 1) Describe detalladamente lo ocurrido durante el calentamiento del azúcar en el tubo. 2) ¿Qué elementos reconoces? 3) ¿Presenciaste el desprendimiento de algún gas? 4) De ser así, ¿de qué gas crees que se trate? 5) Investiga la formula química de la sacarosa, los productos de la descomposición de la misma al calentarla y confirma cual es el gas que se desprende (de ser cierto que se desprende algún gas). Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 44-47.. ~ 28 ~.

(30) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 11 CLASIFICACIÓN DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA: METAL O NO-METAL [1]. Objetivos. Evaluar experimentalmente las propiedades físicas que permiten distinguir a los elementos metales de los no-metales. Antecedentes. La clasificación y arreglo de los elementos en una tabla periódica son función de sus propiedades físicas y químicas. El descubrimiento de la periodicidad en las propiedades de los elementos se da, como mucho de nuestro conocimiento, a partir de la confianza de que la naturaleza presenta un alto grado de orden y regularidad [1]. En 1860 se celebró el Primer Congreso de Química (en Karlsruhe, Alemania) y, aunque no se llegó a acuerdos, Stanislao Cannizzaro logró filtrar una idea importante: “Aprovechemos las propiedades físicas en la determinación de los pesos atómicos” [1]. Poco tiempo después se aceptaron los valores de los pesos atómicos que propuso, con los que se pudo hacer un primer ordenamiento de los elementos. Varias de las propuestas incompletas, que habías surgido y surgieron entonces, con respecto a la existencia de comportamientos similares para los diversos elementos (como las triadas de J. W. Döbereiner o las octavas de Newlands) dieron entonces paso a la contribución definitiva de Dimitri I. Mendeleiev y J. Lothar Meyer quienes, de manera independiente y casi simultánea, dieron con la respuesta: la Ley Periódica [1]. Ley Periódica: las propiedades de los elementos, lo mismo que las formas y propiedades de sus compuestos, dependen periódicamente o son función periódica, de los pesos atómicos de los elementos [1]. Materiales y sustancias. 6 tubos de ensayo 1 gradilla Probeta graduada de 25 mL 1 balanza 1 foco de la menor potencia posible 50 cm de cable eléctrico 1 socket de plástico. ~ 29 ~.

(31) 1 pila alcalina de 9 volts Agua destilada Muestras de los siguientes elementos: hierro, cobre, aluminio, yodo, carbono y plata. Procedimiento [1]. 1. Conectar en circuito eléctrico el socket a la pila de modo que un extremo proveniente del foco quede suelto, lo mismo que el extremo que proviene de la pila, de tal suerte que pueda cerrarse el circuito. 2. Colocar el foco en el socket. 3. El profesor le entregará una muestra de cada elemento. 4. Realizar observación de las propiedades físicas: color, lustre ó brillo, forma, maleabilidad y fragilidad. 5. Determinar la conductividad eléctrica de cada sustancia mediante el dispositivo construido en los pasos 1 y 2; tocar la muestra con las puntas de los cables sin que éstas se toquen entre sí. 6. Medir la masa de cada muestra 7. Verter 20 mL de agua en la probeta. 8. Introducir la muestra de cada elemento, de manera que quede totalmente sumergida en el agua. 9. Medir la variación en el volumen de agua. 10. Calcular la densidad como el cociente de masa por densidad. 11. Construir una tabla que contenga: elemento, color, lustre, maleabilidad, fragilidad, conducción de la corriente y densidad. Cuestionario. 1) Si alguno de los elementos flota en el agua, ¿qué valor se debe asignar? Justifique su respuesta. 2) ¿Qué criterio empleó para decidir si el material conduce o no la electricidad? Explique. 3) Intentar clasificar estos elementos como metales o no-metales, justificando su elección. 4) Comentar si dicha asignación es inequívoca o si existen algunos datos atípicos que complican la clasificación. 5) Diseñar algún experimento extra que permita realizar la clasificación con mayor certeza. Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 60-67.. ~ 30 ~.

(32) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 12 CLASIFICACIÓN DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA: SALES A LA LLAMA [1]. Objetivos. Identificar cual es el catión presente en una muestra de sal desconocida por la vía experimental. Demostrar experimentalmente que las propiedades periódicas de los elementos permiten clasificarlos e identificarlos. Antecedentes. Al cocinar, ¿ha dejado caer alguna vez un poco de sal común sobre el fuego de la estufa? ¿Ha notado que el color de la llama cambia a amarillo? Puede intentar comparar el color que toma el cloruro de sodio con el del bicarbonato de sodio, presente en la sal de uvas, o con el que produce el hidróxido de sodio de la sosa o lejía usadas para destapar cañerías. Si lo hace, comprobará que el color de la llama no varía al cambiar de sustancia, siempre y cuando sea de sodio [1]. El fenómeno de presentar una coloración particular al exponer las sales al fuego ha sido empleado para identificar los elementos químicos desde mediados del siglo XIX. Kirchhoff y Bunsen [1] ( el inventor del mechero que lleva su nombre) descubrieron varios elementos mediante este procedimiento y los nombraron haciendo alusión al color que producen. Así el Rubidio obtuvo ese nombre del rojo rubí y el Cesio (del latín caesium, cielo), del azul [1]. Materiales y sustancias. 5 Cápsulas de porcelana 1 mechero de Bunsen ó lámpara de alcohol 1 tripié metálico 1 tubo de ensayo para el ácido 1 vidrio de reloj 1 puntilla de grafito (puede ser un lápiz, pelando la madera que cubre la puntilla) 4 sales de cualquiera de los siguientes cationes: Na, K, Ca, Ba, Sr, Cu, Pb, Zn. Ácido clorhídrico concentrado 1 sal desconocida (que el docente tenga perfectamente identificada) Procedimiento [1]. 1. Colocar una pequeña cantidad (aproximadamente 0.05 g) de cada sal en cada una de las cápsulas de porcelana. Anota su identidad.. ~ 31 ~.

(33) 2. Introducir la puntilla de grafito en el ácido clorhídrico. 3. Tomar con la puntilla un poco de la muestra de la primera sal y llevarla a la base de la parte no luminosa de la llama del mechero. 4. Observar y anotar en una tabla la coloración que se produce en cada caso. 5. Si no es muy apreciable el color de la llama, la sal se disuelve en unas pocas gotas de agua y se coloca lateralmente sobre el vidrio curvado de reloj, justo a la entrada de aire del mechero o a la base de la flama de la lámpara de alcohol sin tocarla. 6. La puntilla de grafito se calienta al rojo vivo en la llama hasta que no muestre emisión colorida (lavarlo con ácido clorhídrico varias veces) y con él se toca la disolución de la sal, la cual hierve de inmediato, con lo que entra mezclada con el aire de la flama y produce una llama completa con intenso color. 7. Lavar perfectamente la puntilla con ácido, después de terminar con cada sal. La más difícil de limpiar es la sal de sodio, por lo que se recomienda que sea la última que utilice. 8. Realizar la prueba con la sal desconocida. Utilizar para ello una nueva puntilla de grafito. 9. Comparar el color que ésta presenta a la llama con los obtenidos para las muestras conocidas. Cuestionario. 1) Investigue y explique a fondo el porqué de la coloración de la sal a la flama. 2) ¿Qué criterio debe emplearse para determinar el catión que posee la sal desconocida? 3) ¿Cuál catión asegura que está presente en la sal desconocida? 4) ¿Qué tanta seguridad hay en la respuesta a la anterior pregunta? ¿Existe la posibilidad de equivocarse? Explique. Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 67-68.. ~ 32 ~.

(34) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 13 EL MODELO ATÓMICO NUCLEAR: CONSTRUCCIÓN DE UN MODELO FÍSICO A ESCALA. Objetivos. Comprender a profundidad cómo se encuentra estructurado un átomo. Adquirir la capacidad para explicar las características de la estructura de la materia y las propiedades que ésta genera. Antecedentes. Hoy en día nadie piensa que los átomos no existen. Creemos tener pruebas más que suficientes de su existencia. Sin embargo, nunca hay que perder de vista que detrás de toda investigación hay un investigador, un ser humano que interpreta, dirige, selecciona, decide y deduce, dentro del contexto de lo que él mismo cree y bajo la consideración de lo que es la teoría aceptada [1]. De 1897 a 1932, a lo largo de 35 años, aparecieron tres partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón. Para descubrir el electrón fue necesario aprender a manejar la energía eléctrica, la que se entendió finalmente como un flujo de electrones. En un tubo de rayos catódicos ocurrió el hallazgo de los rayos X, una forma de radiación de alta energía, el cual condujo al descubrimiento de la radioactividad y éste al modelo nuclear del átomo. Luego, mediante reacciones nucleares aparecieron el protón y el neutrón [1]. Los modelos nos permiten formar imágenes concretas de conceptos abstractos o de objetos minúsculos o muy lejanos para ser observados. Los científicos desarrollan modelos para explicar cosas que no pueden ver directamente. Los modelos están basados en construcciones mentales y teorías que, si son apropiados, pueden verificar y predecir una gran cantidad de datos experimentales [1]. Materiales y sustancias. Esferas de unicel de diferentes tamaños Palillos de madera Popotes Pegamento blanco ó UHU Pintura acrílica de distintos colores Pinceles Franela Procedimiento. 1. Elegir un elemento de la tabla periódica. 2. Calcular el número de electrones, protones y neutrones que posee.. ~ 33 ~.

(35) 3. Pintar esferas de unicel de algún tamaño con el color deseado para representar electrones, de otro color para protones y de un tercer color para neutrones. 4. Une las esferas con palillos y popotes para generar el modelo en tercera dimensión de la estructura del átomo elegido. Cuestionario. 1) Realiza una explicación-descripción por escrito de la estructura atómica construida. Debes incluir las propiedades que dicha estructura confieren al átomo en cuestión, cómo el número de capas que posee, si existen isótopos y mencionar el tamaño comparados con el de otros átomos vecinos en la tabla periódica. Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 74-91.. ~ 34 ~.

(36) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 14 EL ENLACE QUÍMICO: ¿I ÓNICO O COVALENTE ? [1]. Objetivos. Definir experimentalmente cuál es el mejor criterio para decidir si un compuesto es iónico ó covalente. Antecedentes. El mundo que nos rodea se muestra pletórico de materiales diversos, sustancias de todos tipos con diferentes apariencias, colores, olores y consistencias [1]. Las hay benéficas y tóxicas, ligeras como el aire, o rígidas y pesadas como el acero. Para poder estudiarlas, para tratar de acercarnos a ellas e intentar conocerlas, parece apropiado clasificar esa inmensa variedad de sustancias en algunas pocas categorías, para así dedicar nuestros esfuerzos a tratar de comprender una de ellas a la vez [1]. Una primera aproximación es clasificarlas por su estado de agregación: sólidos, líquidos y gases. Sólo que dicha clasificación podrá ser distinta si la hacemos durante un verano en el tropical Ecuador o en el invierno chileno. Habría que aclarar que la clasificación se hace a una cierta temperatura, por ejemplo 25ºC [1]. Aún así, podemos encontrar sustancias, como el 1-penteno, que son gases en la ciudad de México o en La Paz, Bolivia, mientras que al nivel del mar son líquidas. ¿Tendríamos que aclarar también el lugar donde nos encontramos? Podemos especificar la presión atmosférica del mismo. En cualquiera de las condiciones, ¿en qué categoría quedaría una goma de mascar masticada? Y esos materiales llamados cristales líquidos ¿son sólidos o líquidos? Vemos que la clasificación es buena, pero que tiene sus bemoles [1]. ¿Se podrán clasificar las sustancias por sus propiedades químicas? La tabla periódica es una clasificación. En ella se propuso identificar a los elementos como metales o no metales, adjudicándole a cada categoría una serie de cualidades. Sin embargo, existen algunos elementos como el boro, el silicio y el arsénico, entre otros, que se resisten a encajar en alguna de esas dos divisiones, por lo que se inventó un nuevo término, el de metaloide o semimetal, para los elementos que están en la frontera entre los metales y los no metales [1]. El enlace químico [1] es el producto de la atracción electrostática neta que se da entre las partículas de carga opuesta de los dos átomos que se enlazan.. ~ 35 ~.

(37) Los sólidos iónicos están constituidos por entidades cargadas o iones, los que se mantienen unidos multidireccionalmente. El paso de la corriente eléctrica en estos materiales puede explicarse por la existencia de especies móviles, que transportan carga eléctrica a través del material en el estado líquido o cuando están disueltas. Podemos decir que en el cloruro de sodio y la hidroxiapatita, sean fundidos o disueltos, desaparecen las interacciones multidireccionales. Las entidades cargadas quedan separadas y libres para moverse, lo cual permite el paso de la corriente eléctrica. Hemos arribado al modelo del enlace iónico [1], con el que podemos explicar la conductividad eléctrica, al interpretarla mediante la desaparición de las interacciones multidireccionales que existen entre los iones que constituyen los llamados sólidos iónicos. Entre existen otros compuestos que no conducen la electricidad en ninguna de las condiciones, como el diamante, el azufre, el fenol y la glucosa. Lo que parece ocurrir es que al separarse unas entidades (moléculas) de sus vecinas, ya sea porque se funde el material o porque se disuelve, no queda libre ninguna especie cargada y, por tanto, no se presenta la conductividad eléctrica. Surge entonces el modelo de enlace covalente, que explica las interacciones que gobiernan este tipo de materiales, conocidos como compuestos covalentes [1]. Materiales y sustancias. 1 vaso de precipitados de la menor capacidad disponible Tubos de ensayo y gradilla Dispositivo para detectar la conductividad eléctrica, usado en el guión experimental 8. Cloruro de sodio, azúcar, alcohol metílico, bicarbonato de sodio (sal de uvas), hidróxido de sodio comercial, ácido clorhídrico, thinner, gasolina blanca y normal, aceite de carro y de cocina Dos muestras desconocidas (podrían ser jugos de naranja y limón) Procedimiento [1]. 1. Usando sus conocimientos previos (aprendidos de la clase de teoría), clasifica cada una de las sustancias propuestas como iónica o covalente. 2. Anotar en cada caso si la sustancia tiene aspecto cristalino o no (en caso de ser sólidos). 3. A una pequeña muestra de cada una de ellas intentar disolverla en agua destilada y, si es el caso. Probar si la disolución resultante conduce la corriente eléctrica. 4. Las que son sólidas, intentar fundirlas con ayuda del mechero o lámpara de alcohol en un vaso de precipitados pequeño y de disolverse probar si conducen la corriente eléctrica al estar fundidas. 5. Con sus resultados, construir una tabla que contemple; tipo de compuesto, si es cristalino o no, si es soluble o miscible en agua o no, si conduce la electricidad disuelto en agua o no, su punto de fusión (investigado) y si conduce la electricidad fundido o no.. ~ 36 ~.

(38) 6. Ahora realizar las mismas pruebas a las dos muestras desconocidas, para poder clasificarlas como iónicas o covalentes. Cuestionario. 1) ¿Cuál es el mejor criterio para clasificar los compuestos iónicos y covalentes? 2) Hay líquidos que son miscibles en agua: ¿se puede usar ese criterio para clasificarlos como iónicos? Explique. 3) ¿Cual criterio o conjunto de criterios fueron usados para clasificar a las sustancias desconocidas? 4) ¿Qué prueba o pruebas podrías realizarse además de las implementadas en esta práctica, para poder reunir la evidencia suficiente que nos ayude a clasificar e identificar a las sustancias? Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 96-113.. ~ 37 ~.

(39) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 15 ESTRUCTURAS DE LEWIS 1: ¿ALCANO O ALQUENO ? [1]. Objetivos. Analizar por la vía experimental la razón por la cual algunos compuestos hidrocarburos son denominados “saturados” e “insaturados”. Antecedentes. Los alcanos son hidrocarburos, ya sea lineal, ramificado o cíclico, que tienen solamente enlaces sencillos. Para nombrarlos se utiliza el sufijo -ano. A una serie de compuestos, cuya serie varía por la adición de la misma unidad estructural, se le denomina serie homóloga. Los alcanos son un ejemplo de una serie homóloga. Con las fórmulas de la tabla se puede deducir que los alcanos tienen fórmula general CnH2n+2. La letra “n” es el número de carbonos en la molécula [1]. Los alquenos son hidrocarburos, ya sea lineal o ramificado, que tienen al menos un enlace doble. Para nombrarlos se utiliza el sufijo -eno. Por su parte, los alquinos son también lineales o ramificados, pero tienen al menos un enlace triple entre dos carbonos. Para nombrarlos se utiliza la terminación –ino [1]. Las dobles ligaduras permiten la incorporación de otros átomos al romperse el enlace doble y convertirse en sencillo. Estas reacciones, llamadas “de adición”, pueden verificarse por la desaparición del color de la sustancia añadida [1]. Materiales y sustancias. 3 tubos de ensayo 1 pipeta Beral 1 cristal de Iodo disuelto en tetracloruro de carbono 5 mL de ciclohexano 5 mL de ciclohexeno Procedimiento [1]. 1. En un tubo de ensayo agrega ciclohexano hasta la mitad de su volumen. 2. En un segundo tubo, agrega igual cantidad de ciclohexeno. 3. Añade a ambos tubos, gota a gota, la disolución de Iodo. Agita después de cada adición. 4. Anota tus observaciones. Cuestionario.. ~ 38 ~.

(40) 1) ¿Cuál de los dos hidrocarburos decoloró al Iodo? 2) ¿A cuál le llamarías “saturado”? 3) Proponer una fórmula para el compuesto formado en la reacción de adición. 4) Investigar cual es el compuesto formado por la reacción de adición de Iodo al ciclohexeno y cómo es su fórmula. Comparar con su propuesta del inciso anterior. 5) ¿Al producto de la reacción le llamarías “saturado” o “insaturado”? Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 127-131.. ~ 39 ~.

(41) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 16 ESTRUCTURAS DE LEWIS 2: ¿METANOL Ó ETANOL ? [1]. Objetivos. Aprender una técnica experimental para poder distinguir entre metanol y etanol. Antecedentes. Los alcoholes contienen el grupo funcional —OH, conocido como grupo hidroxilo. Puede estar enlazado a una estructura lineal, ramificada o cíclica. Para nombrar a los alcoholes se reemplaza la -o final del hidrocarburo por el sufijo -ol. Debido a la diferencia de electronegatividades entre el oxígeno y el hidrógeno en el enlace O–H, el grupo hidroxilo es polar [1]. El alcohol más simple es el metanol o alcohol metílico, con fórmula CH3OH. Se conoce como alcohol de madera y se utiliza en la fabricación de plásticos y fibras. El etanol o alcohol etílico, CH3CH2OH, es el que se emplea en medicina como desinfectante y que está presente en las bebidas alcohólicas. Su producción a través de la fermentación de frutas y granos ha sido conocida por la humanidad desde hace milenios [1]. Además de estar presente en las bebidas alcohólicas, el etanol se utiliza en procesos industriales para obtener otros compuestos y algunos medicamentos. El metanol y el etanol tienen olor y sabor semejantes. Su principal diferencia estructural es un grupo –CH2– de más en el etanol. Esta diferencia en el peso molecular de dos sustancias con el mismo tipo de grupos funcionales, generalmente se refleja en un cambio en el punto de ebullición [1]. Materiales y sustancias. Aparato de destilación (ver Figura 1 del guión de trabajo experimental 6) Etanol Metanol Procedimiento [1]. 1. Montar el equipo de destilación con la mezcla de ambos alcoholes en el matraz. 2. Registrar la temperatura a la que comienza a destilar el primero. Esta debe mantenerse constante hasta que éste se agote. 3. Registrar la temperatura a la que destila el segundo componente de la mezcla. 4. Guardar los destilados para un uso futuro. Recuerde etiquetar perfectamente los frascos almacenadores.. ~ 40 ~.

(42) Cuestionario. 1) Con la información disponible, ¿cómo identificaría a cada sustancia? 2) En el guión de trabajo experimental 3 determinó los puntos de ebullición de cada sustancia empleada en la presente práctica; ¿cómo relacionaría aquellos resultados con los obtenidos ahora para responder la pregunta anterior? 3) En conclusión, ¿cuál es la manera de distinguir este par de sustancias? Bibliografía. 1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 135-136.. ~ 41 ~.

(43) QUÍMICA 1 I. Q. M. FRANCISCO LÓPEZ SOSA GUIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL 17 PREPARACIÓN DE HELADO. Objetivos. Mostrar al alumno la técnica de preparación de nieve o helado de sabor. Materiales y sustancias. 1 tina o cubeta de suficiente tamaño para contener hielo 1 olla ó cacerola que sea de aluminio o acero inoxidable (evitar que esté recubierta con peltre ya que éste aísla el calor e impide su extracción hacia el hielo. 1 pala de madera 1 cuchara para cocinar 1 pica-hielo Vasitos desechables Cucharillas desechables Materia prima. Esta puede ser desde agua de sabor hasta refresco, licuados, yogurt, malteadas; cualquier cosa que se le ocurra para darle sabor al helado. Hielo picado Sal de grano o de mesa Procedimiento. 1. Preparar la materia prima que será utilizada para preparar el helado (de ser necesario). 2. En la tina, colocar una cama de hielo mezclado con una cama de sal. Ésta debe ser de suficiente tamaño como para soportar la cacerola. 3. Colocar la cacerola y comenzar a rodearla con camas de hielo con sal (mientras más picado esté el hielo más eficiente será el proceso). 4. Una vez rodeada completamente la cacerola por hielo con sal (hasta poco más de tres cuartas partes de su altura), vacía la materia prima dentro de la cacerola. 5. Comenzar a girar la cacerola con rapidez pero con suficiente cuidado de no derramar la materia prima, de modo que las paredes de la cacerola friccionen todo el tiempo con la masa de hielo-sal. 6. Con ayuda de la pala de madera, raspar cuidadosamente las paredes internas de la cacerola, esto con la finalidad de inducir la aparición de los primeros cristales de sustancia. 7. Una vez que esté solidificada la materia prima (asegurarse de detener los giros de la cacerola cuando la masa de materia prima esté perfectamente sólida y muy dura), servir el helado en los vasitos desechables y disfrutarlo bien frío.. ~ 42 ~.

(44) Bibliografía. Memorias de Laboratorio de Equilibrio y Cinética de la carrera de Ingeniería Química Metalúrgica, 3° semestre, Facultad de Química, Universidad Nacional Autónoma de México, 2008.. ~ 43 ~.

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