PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA

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MATERIAL POR GRUPO

 Gradilla con 10 tubos de ensayo  Soporte con nuez

 Trípode

 Rejilla con amianto  Mechero

 Probeta (100 mL)  Embudo

 Vaso de precipitados pequeño  Vaso de precipitados grande  Matraz erlenmeyer

 Vidrio de reloj  Cristalizador  Frasco lavador  Pinza madera

 Espátula con cuchara  Varilla de vidrio  Escobilla grande  Escobilla pequeña  Esparto

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ÍNDICE

Unidad 1: El trabajo en el Laboratorio

... 3

Unidad 2: Medida de volúmenes

... 14

Unidad 3: Medida de masas y de densidades:

... 25

Unidad 4: Técnicas de separación de mezclas

... 31

Unidad 5: Termoquímica

... 55

Unidad 6: Cinética

... 60

Unidad 7: Reacciones ácido-base

... 66

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EL TRABAJO EN EL LABORATORIO

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

En el laboratorio es imprescindible que se cumplan una serie de normas de seguridad que eviten posibles accidentes. Muchas veces, debido a que no se sabe bien lo que se está haciendo o a un comportamiento descuidado o irresponsable, se puede poner en peligro a uno mismo y a los demás. Por eso es imprescindible que se cumplan las normas siguientes:

1. Cada grupo de prácticas será responsable de su zona de trabajo y de su material. 2. Coloca los utensilios y reactivos lejos del borde de la mesa.

3. Antes de empezar una práctica debes conocer y entender los procesos que vas a realizar.

4. Concéntrate en lo que estás haciendo. No te distraigas.

5. Evita los desplazamientos innecesarios y no corras nunca por el laboratorio.

6. Es necesario que utilices una bata de laboratorio ya que evita que las sustancias químicas lleguen a la ropa y a la piel.

7. En el laboratorio está terminantemente prohibido fumar, comer, beber ..., ya que puede haber restos tóxicos e inflamables (tanto sólidos y líquidos, como gaseosos). 8. Cuando tengas que pasar un compuesto o un recipiente a tu compañero, no lo

lances, dáselo en la mano.

9. Antes de utilizar un compuesto, hay que asegurarse que es el que se necesita. En caso de duda, pregunta a tu profesor.

10. No se debe devolver nunca a los frascos de origen los restos de los productos utilizados, ya que se podría contaminar todo el producto.

11. Nunca mires por la boca de los tubos de ensayo o matraces cuando se está realizando una reacción en previsión de posibles salpicaduras.

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14. Tira los residuos sólidos en la papelera.

15. No tires nunca restos de metales alcalinos a la pila de desagüe (aunque sean pequeños), pues la reacción es explosiva.

16. No toques con la mano ni con la boca los productos químicos. Usa la espátula cuando tengas que tocarlos. No se debe probar nunca un producto de laboratorio, aunque sea inocuo, pues puede haber un error o puede haber estado en contacto con sustancias tóxicas.

17. Para oler vapores, no aspires directamente por la nariz, sino que se debe acercar el vapor con un movimiento de la mano.

18. Al preparar disoluciones de ácidos, nunca se echará el agua sobre el ácido, sino siempre se echará EL ÁCIDO SOBRE EL AGUA.

19. Si te cae sobre la piel un ácido o cualquier otro producto corrosivo, lávate inmediatamente con mucho agua y avisa al profesor.

20. Los productos inflamables no deben estar cerca de fuentes de calor.

21. Para calentar un tubo de ensayo, no se debe calentar únicamente una zona concreta, porque se rompería. Se debe calentar desplazando el tubo por la llama del mechero, empezando por la parte superior (para evitar salpicaduras). No dirijas nunca el tubo de ensayo hacia donde haya gente.

22. Al trabajar con vidrio, hay que dejarlo enfriar antes de cualquier manipulación. 23. Al preparar una disolución se colocará en un frasco limpio con una etiqueta en la

que se indicará, además del producto y la concentración, la fecha de preparación y el grupo de prácticas que lo ha preparado.

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PRODUCTOS QUÍMICOS PELIGROSOS

Muchos de los productos químicos que vamos a utilizar en el laboratorio son peligrosos, bien porque son tóxicos, o corrosivos, o porque arden con facilidad... etc. Es conveniente que sepamos cuales son peligrosos, para tratarlos con el mayor cuidado.

En el Real decreto 363 de 1985, publicado en el B.O.E. del 5 de Junio del mismo año encontramos el reglamento sobre clasificación, envasado y etiquetado de sustancias peligrosas, con las indicaciones de peligrosidad en cada caso. Los símbolos que representan la peligrosidad de los productos son los siguientes:

Identifica a aquellas sustancias que se inflaman por un contacto breve con una fuente de ignición y después de haberse separado de dicha fuente de ignición continúan quemándose.

Identifica a aquellas sustancias que a temperatura ambiente y en contacto con el aire arden espontáneamente.

Identifica a aquellas sustancias que pueden hacer explosión por efecto de una llama, choque o fricción.

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Identifica a aquellas sustancias que destruyen los tejidos vivos al entrar en contacto con ellos.

Identifica a aquellas sustancias que por un contacto con la piel o con las mucosas pueden provocar una reacción inflamatoria.

Identifica a aquellas sustancias y preparados que por ingestión, penetración cutánea o por inhalación pueden entrañar riesgos de gravedad limitada.

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MATERIAL DE LABORATORIO

BURETA

Se utiliza para medir volúmenes de líquidos. Como tiene una llave de paso inferior, se suele utilizar para valoraciones. Es material de vidrio.

PROBETA

Es un recipiente de vidrio graduado que se utiliza para medir volúmenes de líquidos con bastante precisión.

PIPETAS

Se utilizan par medir volúmenes de líquidos con una precisión mayor que las probetas. Es material de vidrio y pueden ser graduadas o de volumen fijo.

MATRAZ ERLENMEYER Es un matraz de vidrio que solo mide volúmenes de modo aproximado. Se puede calentar y en él se pueden agitar disoluciones.

MATRAZ KITASATO

Es de forma parecida al anterior, pero con una rama lateral. Se suele conectar a una trompa de agua para filtrar al vacío junto con un embudo Buchner.

EMBUDO BUCHNER Es un embudo de porcelana, al que se le acopla un papel de filtro en el fondo. Se utiliza con una trompa

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TUBOS DE ENSAYO Son recipientes de vidrio de distinto tamaño que se pueden calentar directamente a la llama y sirven para realizar reacciones cualitativas en el laboratorio

EMBUDO DE DECANTACIÓN Es un utensilio de vidrio con una llave de paso en la parte inferior, que sirve para separar líquidos no miscibles y de densidades diferentes.

MATRAZ DE DESTILACIÓN

Es un matraz redondo de vidrio con una rama lateral que suele ajustarse al tubo refrigerante. Se utiliza en las destilaciones.

CRISTALIZADOR Es un recipiente de vidrio que se utiliza para que las disoluciones se evaporen con facilidad y pueda cristalizar el soluto.

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MATRACES Son de vidrio. Pueden ser de fondo plano o redondo. Sirven para calentar sustancias y para realizar reacciones químicas.

MATRAZ AFORADO Es un matraz cuya misión es medir volúmenes con mucha precisión. Cada matraz aforado lleva inscrito el volumen que medirá el líquido en su interior cuando se llene hasta el enrase.

TUBOS REFRIGERANTES Son de vidrio y sirven para enfriar el vapor que pasa por el tubo interior mediante el paso de agua corriente alrededor del mismo. Se utilizan en las destilaciones.

EMBUDO Es de vidrio, y sirve para llenar recipientes y para filtrar (en este caso con papel de filtro).

FRASCO LAVADOR Es de plástico y contiene agua destilada. Va provisto de un tubo para facilitar su uso.

SOPORTE El soporte suele ser metálico. Con la nuez y la pinza, sirve para sujetar objetos pequeños. Si, en lugar de pinza lleva aro y rejilla, sirve para calentar con el mechero.

MORTERO Es de porcelana o de vidrio. Sirve para triturar sólidos.

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NUEZ Sirve para unir las pinzas y los aros a los soportes.

PINZAS Se unen al soporte mediante la nuez.

AROS

Son de metal. Se unen al soporte mediante la nuez; y sirven para calentar matraces de base esférica.

REJILLA CON AMIANTO Es de alambre con un círculo de amianto. Se utiliza con el trípode. El amianto protege los utensilios de vidrio del fuego.

CÁPSULA DE PORCELANA

Se utiliza, entre otras cosas, para calentar sólidos o evaporar líquidos hasta sequedad.

ESPÁTULA CON CUCHARILLA Es de metal y sirve para coger pequeñas cantidades de sólido.

CRISOL

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PINZAS DE MADERA Se utilizan para sujetar tubos de ensayo y poderlos calentar directamente a la llama.

CUENTAGOTAS

Es un tubito de vidrio, acabado en pico que permite medir la cantidad de gotas que echemos en un recipiente.

GRADILLA

Sirve para sujetar tubos de ensayo. Puede ser de madera, plástico o metal. Algunas tienen orificios de distinto tamaño para poder sujetar tubos de ensayo de distinto diámetro.

ESCOBILLA Utensilio que sirve para limpiar el material de vidrio. La de menor diámetro se utiliza para los

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CUESTIONES

1. Objetivo del tema.

2. ¿Qué debes hacer para evitar las salpicaduras en los ojos?.

3. Ya sabes que es conveniente llevar una bata en el laboratorio, pero ¿por qué es conveniente que no lleves ropas de material sintético?.

4. ¿Cómo diluirías una disolución concentrada de ácido sulfúrico?. 5. Describe cómo se debe calentar un tubo de ensayo.

6. Describe cómo hay que comprobar el olor de las sustancias en el laboratorio. 7. Indica lo que representan los siguientes símbolos:

a) b) c)

8. Indica el material que conozcas para medir volúmenes de líquidos. 9. Nombra algún material utilizado para calentar tubos de ensayo. 10.¿Para qué sirve una gradilla?.

11.Nombra el siguiente material:

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MEDIDA DE VOLÚMENES

INTRODUCCIÓN

Muchas veces, al realizar una práctica, vamos a necesitar medir una cantidad de un líquido. En este caso resulta mucho más simple medir un volumen que una masa. Para medir volúmenes de líquidos se utilizan recipientes especiales. Estos recipientes suelen ser altos y estrechos, ya que el error cometido al medir un volumen, en estos casos, es menor que si se tratara de recipientes más anchos, por ese motivo los vasos de precipitados y los matraces erlenmeyer sólo se utilizan para medir el volumen de forma aproximada: no se utilizan para medir volúmenes en los que se requiere exactitud.

Normalmente son recipientes de vidrio y pueden medir un volumen fijo (aforados) o pueden medir distintos volúmenes, cuando disponen de una escala. Tanto en un caso como en el otro, el líquido debe alcanzar la línea que marque el nivel adecuado de líquido: la línea de enrase.

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El material volumétrico debe siempre utilizarse limpio. En caso contrario, contaminan el líquido que miden. Para limpiar el material, se utiliza jabón y agua, frotando con una escobilla. También es conveniente enjuagarlo con el líquido que se quiere medir (sobre todo en pipetas).

El volumen que marcan estos recipientes se ha medido a 20ºC, por tanto, para temperaturas diferentes se comete error. Hay que tener en cuenta que el material volumétrico no puede calentarse, ya que al dilatarse no mediría bien el volumen, y cuando se enfría no recupera, exactamente el volumen inicial.

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PRÁCTICAS

PRÁCTICA 1: LA PROBETA

INTRODUCCIÓN

En esta práctica vamos a aprender a utilizar la probeta, a enrasarla y cuándo es conveniente utilizarla. Hay probetas de varios tamaños y disponen de una escala para poder medir distintos volúmenes. Los valores de la escala dependen, normalmente, de la capacidad de la probeta. Esta capacidad oscila, habitualmente, entre los 10 cm3 y 1000 cm3. Es un instrumento de poca precisión, tanto menor cuanto mayor sea su capacidad.

Al utilizar la probeta, el líquido debe echarse con cuidado para no sobrepasar la línea de enrase. Las últimas gotas pueden añadirse con un cuentagotas. Al vaciar la probeta echaremos el líquido suavemente para que éste no salpique.

MATERIAL

Probeta, cuentagotas, vaso de precipitados.

PROCEDIMIENTO

1. Coge la probeta y mira la escala, prestando atención al valor de cada división. 2. Llénala con agua hasta los siguientes volúmenes: 20 cm3; 30 cm3; 50 cm3;

100 cm3. Cuidado a la hora de enrasar con el error de paralaje. 3. Vacía cada vez la probeta en el vaso de precipitados.

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PRÁCTICA 2: LA PIPETA

INTRODUCCIÓN

La pipeta se utiliza para medir volúmenes pequeños. El volumen se vierte desde la pipeta a otro recipiente. En esta práctica vamos a aprender a utilizar la pipeta, a enrasarla y cuándo es conveniente utilizarla.

Hay dos tipos de pipetas:

 Aforadas: Tiene un depósito en su parte central y una línea de enrase en su parte superior. Las capacidades más frecuentes son de 5 a 50 cm3.

 Graduadas: Tienen la misma sección en toda su longitud. Son de una precisión algo menos que las aforadas. Pueden medir distintos volúmenes de líquidos. Para manejar las pipetas, se introducen por la parte inferior en el líquido a medir y se absorbe con la boca, con mucha precaución, por la parte superior. Después se tapa con el dedo índice y se enrasa destapando con cuidado. A continuación, se vacía en el recipiente donde vayamos a utilizar el líquido levantando el dedo índice.

En el caso de que quede una pequeña cantidad de líquido en la pipeta, no debe soplarse para que caiga por dos razones:

 Al soplar introducimos CO2 en el interior de la pipeta, y puede reaccionar con el

líquido de la misma.

 El aforado de la pipeta ya tiene en cuenta el líquido que no cae al destapar el dedo.

MATERIAL

Pipeta, vaso de precipitados, gradilla con tubos de ensayo.

PROCEDIMIENTO

1. Coge la pipeta graduada y observa la escala.

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CUESTIONES

1. Objetivo de la práctica. 2. Material utilizado.

3. Describe, brevemente, el proceso seguido.

4. ¿Por qué para medir un volumen de 5 cm3 es mejor utilizar una pipeta de 10 cc que una probeta del mismo volumen?.

5. Indica las diferencias entre las pipetas graduadas y las pipetas aforadas.

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PRÁCTICA 3: LA BURETA

INTRODUCCIÓN

Este recipiente sirve para medir volúmenes variables de líquidos que se vierten desde la bureta a un vaso de precipitados o a un matraz erlenmeyer. En esta práctica vamos a aprender a utilizar la bureta, enrasarla y cuándo es conveniente utilizarla. La capacidad más frecuente de las buretas oscila entre 25 y 100 cm3.

También es un recipiente cilíndrico de vidrio, pero su escala tiene una graduación mucho más precisa que la de la probeta. En su parte inferior tiene una llave de paso.

Para utilizar la bureta se coloca, verticalmente, sujeta a un soporte mediante una pinza y una nuez, tal como se muestra en la figura:

Se llena por la parte superior, teniendo en cuenta que antes de enrasar se debe abrir la llave de paso para que se llene el gotero de su parte inferior. Si no se hiciera esto, al abrir la llave de paso, empezaría a disminuir el volumen de la bureta pero todavía no caería disolución en el vaso de precipitados, sino que se estaría llenando el gotero, con lo que estaríamos cometiendo un error.

Al tener el 0 en la parte superior, cuando cerramos la llave de paso, sabemos el líquido que hemos utilizado hasta ese momento.

Muchas veces, al verter un líquido desde la bureta a otro recipiente, hace falta agitar este último. Esto se consigue manejando la llave de paso con la mano izquierda y agitando el recipiente con la derecha.

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MATERIAL

Bureta, soporte, pinza, nuez, vaso de precipitados, gradilla con 10 tubos de ensayo, matraz erlenmeyer.

PROCEDIMIENTO

1. Monta la bureta en el soporte. 2. Llénala hasta que sobrepase el 0.

3. Coloca un vaso de precipitados debajo de la bureta y abre la llave de paso hasta que se llene el gotero de la parte inferior de la bureta.

4. Si el volumen del líquido ha quedado por debajo de cero, llénala de nuevo y enrasa el volumen a cero.

5. Coloca la gradilla con los tubos de ensayo debajo de la bureta y vierte 1 cm3 de agua en cada uno de ellos.

6. Práctica la utilización de la bureta moviendo el erlenmeyer de debajo a la vez.

CUESTIONES

3. Describe, brevemente el proceso seguido. 4. Describe como se enrasa una bureta.

5. ¿Por qué tiene la bureta el 0 en la parte superior?.

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PRÁCTICA 4: VOLÚMENES DE SÓLIDOS

INTRODUCCIÓN

Los sólidos los podríamos clasificar en sólidos regulares: aquellos que tienen formas geométricas conocidas, como la esfera, el cubo, el prisma, etc; y sólidos irregulares, que son los que no tienen una forma definida.

Para calcular el volumen de los primeros, bastaría con medir su lado, una arista, el diámetro, etc, y sustituir estos valores en la fórmula matemática correspondiente. Pero para calcular el volumen de los segundos, no tenemos ninguna fórmula matemática para hacerlo. Mediremos su volumen por desplazamiento de agua. En esta práctica vamos a aprender a medir el volumen de estos últimos.

MATERIAL

Sólidos irregulares, probeta.

PROCEDIMIENTO

1. Mide una cantidad de agua dentro de una probeta. Anota su valor: V0.

2. Introduce en la misma probeta uno de los sólidos cuyo volumen queremos medir. Anota su valor: Vr.

3. Calcula el volumen del sólido restando ambos volúmenes: Vs = Vr – V0.

CUESTIONES

3. Describe, brevemente, el proceso seguido. 4. Calcula el volumen de los sólidos irregulares.

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PRÁCTICA 5: VOLÚMENES DE LÍQUIDOS

INTRODUCCIÓN

En la siguiente práctica vamos a aplicar los conocimientos adquiridos en las experiencias anteriores. Esta experiencia consistirá en la medida de volúmenes a la vez que resultará una experiencia divertida.

Partiremos de un volumen conocido de agua del grifo y haremos un pequeño “truco de magia”. Consistirá en cambiar el agua del vaso y parecerá que se transforma en vino. Al trasladar el contenido a un tercer vaso, parecerá que se transforma en cerveza. En la primera conversión lo que ocurre es que el permanganato potásico, que es de color violeta intenso, se disuelve en el agua. En la segunda conversión, el agua oxigenada reduce al ion permanganato MnO4– (de color violeta intenso) a dióxido de

manganeso, sólido de color amarillento que permanece en suspensión; además se forma oxígeno, que es el responsable de las burbujas. Como ya sabéis, el oxígeno es imprescindible en las combustiones, y por ese motivo, si acercamos una pequeña llama a una atmósfera rica en este gas, ésta arderá con mayor vivacidad. La reacción química que tiene lugar es:

KMnO4 + H2O2 MnO2 + KOH + H2O + O2

MATERIAL

Dos vasos de precipitados, probeta de 100 cc, pipeta, papel de filtro. Productos: Permanganato potásico, agua oxigenada.

PROCEDIMIENTO

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Debes darte prisa y realizar la operación antes de que termine la reacción, y por tanto antes de que se acaben las burbujas. Observa y anota lo que ocurre.

CUESTIONES

4. Indica que ha ocurrido durante la primera transformación. ¿Es un proceso físico o químico?.

5. Escribe la reacción química que ha tenido lugar durante la segunda transformación. Ajústala.

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MEDIDA DE MASAS Y DE DENSIDADES

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Medida de masas

En el laboratorio es muy frecuente pesar una cantidad de sustancia. Para pesar utilizamos la balanza. Existen diferentes tipos de balanzas:

 Balanza de dos platos.

 Balanza monoplato.

 Balanza analítica.

 Balanza electrónica.

Actualmente es frecuente encontrar en los laboratorios las balanzas electrónicas, evidentemente, mucho más cómodas de utilizar. Vamos a ver cómo utilizarlas.

La pesada en este tipo de balanzas es muy rápida y muy precisa, ya que se lee directamente en una escala digital. El mayor inconveniente es su precio, más alto cuánto mayor precisión tenga ésta.

Para pesar es conveniente seguir las siguientes reglas generales: 1. No peses nunca los objetos calientes.

2. Utiliza vidrios de reloj o pesa sustancias (recipientes grandes) para pesar. Nunca coloques las sustancias directamente en el platillo.

3. Si has de añadir sustancia, utiliza una espátula, y hazlo con sumo cuidado. 4. Si vas a pesar líquidos utilizando un vaso de precipitados, y tienes que añadir

algo más de líquido, es conveniente que lo retires de la balanza para evitar que salpique.

5. Cuando acabes de pesar, deja siempre la balanza limpia.

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5. Añade la sustancia hasta que alcances el valor deseado.

6. Acuérdate de desconectarla y de limpiarla en el caso de que te haya caído algo.

Medida de densidades

La densidad de un cuerpo es una propiedad específica de cada sustancia pura, lo que quiere decir que es una propiedad independiente de la cantidad de sustancia que tengamos. Al final de la introducción hay una tabla de densidades de sólidos y líquidos que pueden servirte de consulta. La densidad suele medirse de forma indirecta a partir de la masa y el volumen según su definición:

V m 

 .

Las unidades en las que se expresa esta magnitud son Kg/m3 en el Sistema Internacional; pero también se utiliza el gr/cm3, el gr/L, etc.

Para medir la densidad tanto de un sólido como de un líquido lo único que tenemos que hacer es saber su masa: pesándolo en la balanza, y calcular su volumen: si se trata de un líquido de manera directa: midiéndolo; y si se trata de un sólido, de manera indirecta: como ya vimos en prácticas anteriores.

DENSIDADES DE SÓLIDOS

SUSTANCIA DENSIDAD (gr/cc)

Aluminio 2.7 Latón 8.5

Bronce 8.78 Níquel 8.9

Cobre 8.93 Oro 19.3

Cuarzo 2.66 Plata 10.5

Estaño 7.29 Platino 21.5

Hielo 0.92 Plomo 11.37

Hierro 7.5 Cinc 7.12

DENSIDADES DE LÍQUIDOS

SUSTANCIA DENSIDAD (gr/cc)

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PRÁCTICAS

PRÁCTICA 1: DENSIDADES DE SÓLIDOS IRREGULARES

INTRODUCCIÓN

En esta práctica vamos a aprender a calcular la densidad de sólidos irregulares, para lo cual será necesario recordar lo que hemos aprendido sobre el cálculo de volúmenes y medida de masas.

MATERIAL

Probeta, sólidos irregulares (los mismos que en la práctica de medida de volúmenes), balanza.

PROCEDIMIENTO

1. Pesa el sólido irregular.

2. Coge el primer sólido irregular y calcula su volumen por desplazamiento. 3. Calcula su densidad.

4. Coge otro sólido irregular y repite el proceso.

5. Recoge los valores obtenidos en una tabla en la que aparezca el número y nombre del sólido, su volumen, su masa y, por último, su densidad.

CUESTIONES

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PRÁCITCA 2: DENSIDADES DE SÓLIDOS DE LA MISMA NATURALEZA

INTRODUCCIÓN

En esta práctica seguiremos calculando densidades de sólidos pero con la particularidad de tratarse del mismo en cada caso. Utilizaremos tablas y gráficas como complementos a las actividades de laboratorio.

MATERIAL

Probeta, balanza y clavos.

PROCEDIMIENTO

1. Pesa dos clavos de hierro y anota su valor en la tabla inferior.

2. Pon en una probeta 50 mL de agua y calcula el volumen de los dos clavos por desplazamiento, y anótalo en la tabla.

3. Repite el proceso para 5, 7, 11 y 15 clavos de hierro. Completa la tabla.

Número de clavos 2 5 7 11 15

Volumen (cm3)

Masa (gr)

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INTRODUCCIÓN

En esta práctica calcularemos la densidad de varios líquidos: agua, aceite y alcohol. También aprenderemos a hacer los cálculos necesarios para obtener una disolución de agua y alcohol de una densidad determinada.

MATERIAL

Probeta, vaso de precipitados, agua, alcohol y aceite.

PROCEDIMIENTO

1. Mide 10 mL de agua y viértelos sobre una vaso de precipitados vacío y tarado sobre la balanza.

2. Pésalo y calcula la densidad del agua.

3. Repite el proceso con 30 mL de agua y vuelve a calcular su densidad. En el caso de que la diferencia fuera muy apreciable, haz otro nuevo cálculo con otro volumen.

4. Haz lo mismo con el alcohol y con el aceite.

5. Haz los cálculos necesarios para saber el volumen de agua y de alcohol necesarios para obtener 70 mL de una mezcla de ambos cuya densidad sea de 0,95 gr/cc.

6. Prepara dicha mezcla en la probeta y comprueba su densidad.

CUESTIONES

3. Describe brevemente el proceso seguido.

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TÉCNICAS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

En este bloque de prácticas vamos a estudiar las diferentes técnicas que pueden utilizarse en un laboratorio para separar mezclas, tanto homogéneas como heterogéneas. Como punto de partida será interesante recordar qué es una mezcla, y en que se diferencian las mezclas homogéneas de las heterogéneas:

Mezcla es una sustancia formada por la unión de dos o más sustancias que no reaccionan ente si. Pueden separarse por métodos físicos (son los que vamos a utilizar) y su composición y propiedades son variables. Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas:

 Mezcla homogénea es aquella en la que no se distinguen los componentes que la forman y sus propiedades son las mismas en cualquier punto. A las mezclas homogéneas también se les da el nombre de disoluciones.

 Mezcla heterogénea es aquella en la que es posible observar los distintos compuestos que la forman, y por tanto, sus propiedades varían de un punto a otro de la mezcla.

Los distintos tipos de mezclas necesitan el empleo de diversos métodos físicos para separar sus componentes, entre los que se encuentran: filtración, decantación, cristalización, destilación, extracción con disolvente y adsorción.

1.-FILTRACIÓN

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1.1.-Filtración por gravedad

En esta técnica el líquido filtrado cae por su propio peso y el sólido queda retenido en un papel de filtro que se coloca en un embudo. El filtro puede ser cónico o de pliegues.

Filtro cónico

Este filtro se utiliza cuando se pretende estudiar el residuo sólido que queda en el filtro después de la filtración. Para construirlo se siguen los siguientes pasos:

Se corta un cuadrado de papel de filtro cuyo lado tenga una longitud de, aproximadamente, un diámetro y medio del embudo. Después se dobla varia veces tal como se muestra en la figura y se le da forma cónica recortando por la línea de puntos. Para filtrar con el filtro cónico, hay que insertarlo en el embudo teniendo en cuenta las siguientes normas:

 El papel de filtro ha de quedar un dedo por debajo del nivel del embudo.

 Hay que mojar el filtro con agua destilada y presionar con los dedos para que no quede ninguna burbuja de aire y quede perfectamente acoplado. Esto es muy importante para hacer una filtración rápida: si el papel está bien ajustado al embudo, al filtrar, el tubo inferior del embudo se llenará de líquido que al descender succionará al que quede arriba.

Filtro de pliegues

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Para filtrar se monta el dispositivo de la figura, teniendo en cuenta las siguientes precauciones:

 El vertido de la mezcla al embudo ha de hacerse con ayuda de una varilla de vidrio, por la que resbalará el líquido hasta la pared del embudo. La varilla no debe tocar el embudo ya que podría agujerear el papel.

 El tubo inferior del embudo debe quedar tocando la pared del vaso de precipitados, para que no se produzcan salpicaduras.

 Es conveniente dejar reposar la mezcla, ya que así conseguiremos una filtración más rápida: primero pasará la parte líquida y después el sólido.

 Si queda un poco de sólido en el matraz donde teníamos la mezcla se puede recoger con un poco de agua destilada.

 Si el filtrado sale turbio hay que volver a filtrar sucesivas veces hasta obtener un filtrado transparente.

 Si el sólido es muy fino conviene utilizar dos papeles de filtro para evitar el problema anterior.

1.2.-Filtración a presión reducida

Esta técnica consiste en hacer una filtración rápida gracias a un aparato llamado bomba de agua. Para filtrar a presión reducida necesitamos un embudo Buchner, un matraz kitasato, una bomba de agua y gomas para conectar el kitasato a la bomba de agua. Esta bomba es un aparato que disminuye la presión en el interior del kitasato; de esta forma absorbe el líquido y la filtración es más rápida.

Para realizar la filtración se prepara un trozo de papel de filtro de forma circular (filtro liso) que tenga el mismo diámetro que el embudo Buchner y se coloca dentro del mismo. El montaje es el de la figura. En esta técnica las normas a seguir son:

 El filtro no ha de sobresalir de la base del embudo y tampoco ha de quedar ningún agujero sin tapar. En el primer caso hay que recortar un poco el papel y en el segundo hay que hacer un filtro nuevo.

 Hay que mojar bien el filtro con agua destilada para que quede bien adherido.

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Esta técnica consiste en separar dos líquidos inmiscibles o un sólido y un líquido que no se pueden mezclar entre ellos.

El procedimiento consiste en separar ambas fases (las dos fases líquidas o la fase líquida y la sólida) aprovechando la diferencia de densidad de ambas. Este proceso depende del tipo de mezcla:

 Para separar las dos fases líquidas de una emulsión se emplea un embudo de decantación.

 Para separar la fase líquida de la sólida que permanece en el fondo del vaso de precipitados, se inclina el vaso se vierte el líquido.

 Para separar la fase sólida, en el caso de que ésta flote sobre el líquido, puede recogerse con una espátula.

3.-CRISTALIZACIÓN

Consiste en separar un sólido disuelto en un líquido. Para que se produzca la cristalización es necesario que en la disolución se alcance una concentración mayor a la solubilidad del soluto en ese disolvente; es decir tengamos una disolución que se denomina sobresaturada. Esto se puede conseguir de dos formas:

 Enfriando una disolución saturada, ya que la solubilidad disminuye al disminuir la temperatura.

 Eliminando parte del disolvente, bien sea por evaporación (más lenta) o por ebullición (más rápida).

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La destilación es una técnica de separación de los diversos componentes que integran una mezcla homogénea por ebullición. En el caso de que un componente sea líquido y el otro sólido se hará hervir el líquido y en el matraz se quedará el sólido. Cuando los componentes de la mezcla son líquidos, nos aprovechamos de los diferentes puntos de ebullición que presentan dichos líquidos.

Consiste en el calentamiento hasta ebullición de la mezcla y posterior condensación del vapor que se ha formado.

Existen hasta cuatro tipos diferentes de destilación:

1. La destilación simple (la más común en el laboratorio).

2. La destilación fraccionada (utilizada para obtener todos los derivados del petróleo: gas, gasolina, queroseno, alquitrán, ...)

3. La destilación de vacío.

4. La destilación por arrastre de vapor.

Vamos a estudiar, solo, la destilación simple: permite separar un sólido de un líquido o bien dos líquidos de puntos de ebullición muy diferentes (80ºC o más). La temperatura de destilación será intermedia entre la de los dos componentes puros de la mezcla. Esta destilación dará mejores resultados cuanto mayor sea la diferencia de las temperaturas de ebullición de cada componente.

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esquema:

Al realizar una destilación debemos tener en cuenta las siguientes normas:

 Las pinzas con las que se aguanta el matraz deben llevar un recubrimiento de plástico, de lo contrario podría romperse el cristal por contacto directo con el metal.

 El agua del tubo refrigerante debe entrar por la parte más baja y salir por la parte superior: de esta manera conseguimos que el tubo esté siempre lleno de agua.

 El matraz de destilación no debe llenarse más de los dos tercios de su capacidad.

 El depósito de mercurio del termómetro debe estar a la altura de la salida del vapor, tal como se indica en el esquema, para que marque la temperatura del vapor.

 La destilación debe ser lenta pero sin interrupciones, vigilando que la temperatura sea constante.

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5.-EXTRACCIÓN CON DISOLVENTE

Esta técnica es diferente dependiendo si queremos separar dos sólidos mezclados o dos sustancias disueltas en un líquido.

En el primer caso añadiremos a la mezcla sólida un disolvente que sólo sea capaz de disolver una de las sustancias que la componen, quedando la otra en el fondo del vaso. Cuando ya se haya disuelto la sustancia que se quiere extraer, se separa la que no se ha disuelto por decantación o filtración. Si se quiere recuperar la que se ha disuelto, se puede hacer por cristalización o por destilación.

En el segundo caso nos aprovecharemos de la diferente solubilidad de las dos sustancias en dos disolventes inmiscibles. Normalmente se emplea esta técnica para la extracción de sustancias disueltas en agua: si la disolución acuosa que contiene el componente que queremos separar se trata con un líquido inmiscible en agua, este componente pasará a formar parte del líquido inmiscible (líquido extractor). Este método permite separar el componente deseado y dejar en la disolución acuosa los productos secundarios.

Para realizar una buena extracción necesitaremos:

 Un líquido extractor con gran poder separador, es decir, que disuelva mejor la sustancia que queremos separar de lo que lo hace el disolvente inicial (que normalmente será el agua).

 Un buen contacto entre el líquido extractor y la disolución que contiene la sustancia a extraer.

Este último requisito se consigue mezclando los dos líquidos, el extractor y la disolución, en un embudo de decantación, cerrando la abertura principal con un tapón y seguidamente agitando unos minutos. Pasado este tiempo, con el embudo de decantación en posición invertida, abriremos la llave de paso para que puedan escapar los posibles gases liberados en la agitación y evitar, así, una sobrepresión en el interior del embudo.

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6.-ADSORCIÓN

En la superficie de un sólido las fuerzas entre átomos, moléculas e iones no están compensadas. De esta forma, si un sólido entra en contacto con un líquido o gas pueden crearse uniones entre el sólido y el fluido, de forma que los átomos, moléculas o iones de este último quedan atrapadas entre las partículas del sólido. A este fenómeno le llamamos adsorción.

La cantidad de sustancia adsorbida estará en función de la superficie de contacto del sólido, de manera que a una mayor superficie de contacto tendremos una mayor adsorción. Un ejemplo de esto lo tenemos en el carbón activo: sustancia que se encuentra muy finamente dividida en partículas muy pequeñas, lo que le confiere una gran superficie de contacto.

El carbón activo se utiliza mucho en el laboratorio para eliminar impurezas que dan color a las disoluciones. También se utiliza para eliminar el olor de estas mismas disoluciones.

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CUESTIONES

1. Objetivo del tema.

2. Enumera los métodos físicos para separar mezclas que se han estudiado en este tema.

3. El filtro de pliegues, ¿en qué situaciones se utiliza?.

4. Indica el material de laboratorio que se utiliza en la filtración a presión reducida. 5. En una cristalización, ¿en qué influye la rapidez del enfriamiento de la

disolución saturada?.

6. ¿Por qué se utilizan en una destilación trozos pequeños de porcelana dentro del matraz?.

7. ¿Cuál es la función del tubo refrigerante en una destilación?.

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PRÁCTICAS DE FILTRACIÓN

INTRODUCCIÓN

El objetivo de estas prácticas es aprender a utilizar una de las técnicas de filtración descritas en la introducción del tema: separación por gravedad. Aprenderemos a preparar los filtros y aplicarlos al embudo.

Por otro lado utilizaremos algunas reacciones de precipitación, para que al mezclar distintas disoluciones obtengamos algunos sólidos precipitados, que después separaremos por filtración. Las reacciones que tienen lugar en cada caso son las siguientes:

CaCl2 (ac) + Na2CO3 (ac)  CaCO3 (s) + 2 NaCl (ac)

3 NaOH (ac) + FeCl3 (ac)  Fe(OH)3 (s) + 3 NaCl (ac)

Pb(NO3)2 (ac) + 2 KI (ac)  PbI2 (s) + 2 KNO3 (ac)

PRÁCTICA 1: FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO DE CaCO3

MATERIAL

Embudo, papel de filtro, dos vasos de precipitados, soporte, nuez, anillo de soporte, varilla agitadora.

Productos: Cloruro cálcico y carbonato sódico.

PROCEDIMIENTO

1. Mide 100 mL de agua y colócalos en un vaso de precipitados (vaso 1). 2. Pesa 10 gr de cloruro cálcico y disuélvelos en los 100 mL de agua.

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CUESTIONES

4. Escribe la reacción que ha tenido lugar, indicando los estados de agregación de cada una de las sustancias que han participado en ésta.

5. ¿Cómo es el precipitado de carbonato cálcico que se ha formado?. 6. Escribe la reacción que ha tenido lugar y escribe el peso del precipitado.

7. Calcula, por estequiometría, la cantidad teórica que se debería obtener de carbonato cálcico.

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PRÁCTICA 2: FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO DE Fe(OH)3

MATERIAL

Embudo, papel de filtro, dos vasos de precipitados, soporte, nuez, anillo del soporte, varilla agitadora.

Productos: disolución de tricloruro de hierro, disolución de hidróxido sódico.

PROCEDIMIENTO

1. Mide 25 mL de disolución de hidróxido sódico y colócalos en un vaso de precipitados.

2. Mide 25 mL de la disolución de tricloruro de hierro y colócalos en el otro vaso. 3. Anota las concentraciones de ambas disoluciones.

4. Mezcla las dos disoluciones y agita con la varilla agitadora. 5. Observa el precipitado que se ha formado y fíltralo.

6. Deja secar el sólido unos días y pésalo.

CUESTIONES

3. Describe, brevemente, el procedimiento seguido.

4. ¿Cómo es el precipitado de hidróxido de hierro que se ha formado?.

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PRÁCTICA 3: FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO DE PbI2

MATERIAL

Embudo, papel de filtro, dos tubos de ensayo, mechero, pinza.

Productos: disolución de nitrato de plomo (II), disolución de yoduro potásico.

PROCEDIMIENTO

1. Coloca en un tubo de ensayo 3 cc de la disolución de nitrato de plomo (II). 2. Coloca en otro tubo de ensayo la misma cantidad de la disolución de yoduro de

potasio.

3. Mezcla ambas disoluciones y observa la formación del precipitado. 4. Anota las concentraciones de ambas disoluciones.

5. Calienta la disolución. (Recuerda las precauciones que debes tomar en el calentamiento de una disolución en un tubo de ensayo).

6. Deja enfriar la disolución.

7. Observa la formación del fenómeno denominado “lluvia de oro” cuando la disolución está fría.

CUESTIONES

3. Describe, brevemente, el procedimiento seguido.

4. ¿Cómo es el precipitado de yoduro de plomo (II) que se ha formado?.

6. ¿Qué se observa al calentar la disolución?.

7. ¿Cómo es el precipitado que se forma al enfriarse la disolución?.

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PRÁCTICAS DE CRISTALIZACIÓN

INTRODUCCIÓN

En las prácticas siguientes vamos a obtener cristales. Los cristales son agrupaciones de iones o de átomos, que se repiten de forma regular en el espacio. La estructura que adopta cada cristal depende del tipo de iones o átomos que interviene. Por ejemplo, la estructura de la sal común (cloruro sódico) es cúbica, la del sulfato de cobre pentahidratado es rómbica ...

En la naturaleza abundan los minerales cristalizados (silicatos, calcita, piedras preciosas como el diamante, ...). Obtener estos cristales en el laboratorio es muy difícil ya que hacen falta presiones muy elevadas y muchísimo tiempo. Sin embargo, hay algunos compuestos químicos que cristalizan con facilidad. Esta característica la podemos utilizar para obtener cristales de distintas formas y colores en el laboratorio, o para purificar sustancias que no son puras (como el sulfato de cobre comercial).

También es posible que una misma sustancia pueda proporcionar cristales de distintas formas, dependiendo de las circunstancias en las que se encuentre en disolución, por ejemplo, si está en medio ácido o en medio básico.

PRÁCTICA 1: CRISTALIZACIÓN DE CuSO4· 5H2O

MATERIAL

Vaso de precipitados, varilla agitadora, soporte, nuez, aro, embudo de vidrio, papel de filtro, mechero, rejilla, cristalizador, balanza.

Productos: Agua destilada, sulfato de cobre (II) comercial.

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banderín de papel de filtro.

7. Filtra la disolución antes de que se enfríe. 8. Coloca la disolución en el cristalizador.

9. Observa la formación de cristales al cabo de unos días. 10.Guarda uno o dos cristales.

CUESTIONES

3. Describe, brevemente, el proceso seguido. 4. Describe los cristales obtenidos.

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PRÁCTICA 2: CRISTALIZACIÓN DE CuSO4· 5H2O SOBRE ALAMBRE

MATERIAL

Vaso de precipitados, varilla agitadora, soporte, aro, nuez, embudo de vidrio, papel de filtro, mechero, rejilla, probeta, alambre, balanza.

Productos: Agua destilada, sulfato de cobre (II) comercial.

PROCEDIMIENTO

1. Mide 100 mL de agua destilada e introdúcelos en un vaso de precipitados. 2. Pesa 50 gr de sulfato de cobre comercial y añádelos al vaso.

3. Caliéntalo, removiéndolo con la varilla.

4. Mientras tanto, con un alambre, haz un diseño simple que represente algún objeto, por ejemplo un abeto, ...

5. Cuando todo el sulfato de cobre se haya disuelto, continúa calentando hasta que empiece a hervir.

6. Sigue calentando, a ebullición suave, hasta reducir el volumen de la disolución a 100 mL, aproximadamente.

7. Apaga el mechero y retira el vaso con la disolución utilizando un guante o un banderín de papel de filtro.

8. Cuelga el alambre de un hilo de pescar, sin que toque ninguna de las paredes del vaso.

9. Deja reposar la disolución unos dos días y agítala un poco.

10.Observa la formación de cristales alrededor del alambre al cabo de unos días. 11.Saca el alambre con los cristales y obsérvalo.

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PRÁCTICA 3: PURIFICACIÓN DE SAL COMÚN

MATERIAL

Vaso de precipitados, varilla agitadora, soporte, aro, nuez, embudo de vidrio, papel de filtro, mechero, rejilla, cristalizador, probeta.

Productos: Agua destilada, cloruro sódico.

PROCEDIMIENTO

1. Pesa 50 gr de sal gruesa.

2. Mide 100 mL de agua destilada e introdúcelos en el vaso de precipitados. 3. Añade sal gruesa y agita con la varilla hasta que no se disuelva más. 4. Calienta la disolución y sigue añadiendo sal.

5. Cuando llegue a ebullición y compruebes que no se disuelve más sal, apaga el mechero y filtra en caliente. Utiliza el guante o un banderín de papel de filtro para no quemarte.

6. Traslada la disolución al cristalizador y observa la formación de cristales al enfriarse.

7. Pesa la cantidad de sal gruesa que te ha sobrado.

CUESTIONES

3. Describe, brevemente, el proceso seguido. 4. ¿Por qué calentamos la disolución?. 5. Describe los cristales obtenidos.

6. Compara el aspecto de los nuevos cristales con los que utilizaste al principio de la práctica.

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PRÁCTICA 4: CRECIMIENTO DE UN CRISTAL DE CuSO4· 5H2O

INTRODUCCIÓN

Muchas veces interesa obtener cristales grandes para poder estudiar mejor su forma y sus propiedades. Ya hemos visto como obtener cristales a partir de disoluciones sobresaturadas. En esta práctica utilizaremos cristales obtenidos en una práctica anterior para conseguir otros más grandes. Para ello utilizaremos:

1. Una disolución saturada de la misma sustancia.

2. Un cristal obtenido anteriormente que hará de germen.

La cristalización tendrá lugar alrededor del cristal inicial, que irá creciendo. Hemos observado que los cristales obtenidos presentan distintas formas geométricas. Cuando dos sólidos cristalizan en el mismo sistema, podríamos utilizar como germen un cristal de uno de los sólidos y conseguiríamos que el otro cristalizase alrededor del primero.

MATERIAL

Vaso de precipitados, varilla agitadora, soporte, nuez, embudo de vidrio, papel de filtro, mechero, rejilla, cristalizador, probeta, balanza, termómetro.

Productos: Agua destilada, sulfato de cobre (II) hidratado, un cristal de los obtenidos en prácticas anteriores de la misma sal.

PROCEDIMIENTO

1. Mide 50 mL de agua destilada e introdúcelos en un vaso de precipitados. 2. Pesa 25 gr de sulfato de cobre.

3. Caliéntalo removiendo con la varilla de vidrio.

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CUESTIONES

4. ¿Qué quiere decir que el cristal inicial haga de germen?.

5. Describe los cristales obtenidos y compáralos con los primeros que obtuvisteis en la primera práctica.

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PRÁCTICA 5: PREPARCIÓN DE UNA DISOLUCIÓN SOBRESATURADA DE ACETATO SÓDICO (CH3–COONa · 3H2O)

INTRODUCCIÓN

Hemos visto ya como obtener cristales a partir de una disolución sobresaturada. En esta práctica y en la siguiente vamos a prepara disoluciones sobresaturadas que pueden permanecer algún tiempo sin que precipiten los cristales. Esto no ocurre con todas las disoluciones, solo con algunas, por ejemplo el acetato sódico trihidratado y el cloruro amónico.

Después de obtener la disolución sobresaturada, dejaremos enfriar, y, entonces, debería de precipitar el exceso de sustancia disuelta. Sin embargo, esto no ocurre, sino que la disolución permanece en un equilibrio inestable. En el momento en que queramos que precipiten los cristales, es suficiente con que añadamos unas partículas de sólido o de polvo. Este sólido hace de germen para que comience a precipitar el soluto y continúe hasta que la concentración del soluto sea la de la disolución saturada.

MATERIAL

Matraz erlenmeyer, soporte, aro, nuez, embudo de vidrio, mechero, rejilla, probeta y balanza.

Productos: Acetato sódico trihidratado y agua destilada.

PROCEDIMIENTO

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CUESTIONES

4. ¿Qué diferencia hay entre una disolución saturada y una disolución sobresaturada?

5. ¿Cómo definirías un equilibrio inestable?

6. ¿Por qué crees que es necesario limpiar bien, incluso con ácido clorhídrico, el matraz erlenmeyer?.

7. Describe lo que ocurre cuando añades el cristal de acetato de sodio a la disolución sobresaturada y fría.

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PRÁCTICA 6: PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN SOBRESATURADA

DE CLORURO AMÓNICO (NH4Cl)

MATERIAL

Tubo de ensayo, mechero y probeta.

Productos: Agua destilada, cloruro amónico.

PROCEDIMIENTO

1. Limpia el tubo de ensayo utilizando ácido clorhídrico diluido. 2. Introduce unos 6 mL de agua destilada.

3. Añade cloruro amónico y agita hasta que ya no se pueda disolver más. 4. Calienta la disolución y sigue añadiendo cloruro amónico y agitando.

5. Deja enfriar la disolución en reposo y comprueba que no precipitan cristales. 6. Añade un poco de polvo de tiza. Observa lo que ocurre.

CUESTIONES

4. ¿Por qué crees que no es necesario que el germen sea de la misma naturaleza que la sustancia disuelta?.

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PRÁCTICA 7: FORMACIÓN DE UNA ESTALAGMITA

MATERIAL

Soporte, aro, rejilla, nuez, mechero, vaso de precipitados, varilla agitadora, cristalizador.

Productos: Agua destilada, acetato sódico.

PROCEDIMIENTO

1. Mide aproximadamente unos 20 mL de agua destilada.

2. Colócalos en el vaso de precipitados y añade acetato sódico, agitando con la varilla hasta que no se disuelva más cantidad.

3. Calienta la disolución añadiendo acetato sódico, poco a poco, (aproximadamente 31 gr) agitando con la varilla hasta que no se disuelva más cantidad de soluto. 4. Apaga el mechero y deja enfriar la disolución. Si has seguido el procedimiento

con cuidado habrás obtenido una disolución sobresaturada y no precipitará nada al enfriar.

5. Coloca unos cristalitos de acetato sódico en el cristalizador.

6. Vierte con cuidado la disolución sobresaturada sobre estos cristales y observa la formación de una especie de estalagmita.

CUESTIONES

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PRÁCTICAS DE TERMOQUÍMICA

INTRODUCCIÓN

Una de las características de las reacciones químicas es que en ellas siempre tiene lugar algún intercambio de energía entre las sustancias que intervienen y el medio en que se encuentran. Este intercambio de energía suele ser en forma de calor. Según el sentido del intercambio de calor, distinguimos entre reacciones endotérmicas y reacciones exotérmicas:

Las reacciones endotérmicas son aquellas en las que se absorbe energía; mientras que las reacciones exotérmicas son aquellas en las que se desprende energía.

El calor intercambiado durante una reacción química recibe el nombre de calor de reacción.

La mayoría de reacciones químicas tienen lugar en recipientes abiertos (es decir, a presión constante: la atmosférica). En esas condiciones, el calor de reacción se denomina entalpía de reacción y se representa H. La entalpía se suele medir en KJ y se refiere al número de moles que figuran en la reacción ajustada.

En las reacciones endotérmicas la entalpía es positiva, mientras que en las reacciones exotérmicas la entalpía es negativa.

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PRÁCTICA 1: MEDIDA DEL DESPRENDIMIENTO DE CALOR EN UNA REACCIÓN EXOTÉRMICA

MATERIAL

Vasos de precipitados, balanza, termómetro. Productos: cinc, disolución de sulfato de cobre.

PROCEDIMIENTO

1. Poner 20 mL de la disolución de sulfato de cobre en un vaso de precipitados y medir la temperatura inicial de la disolución.

2. Pesar 0,5 gr de cinc y añadirlos a la disolución. Agitar y anotar la temperatura más alta que se alcance durante la disolución. Observar el aspecto que toma la disolución cuando el cinc va reaccionando.

3. Repetir la misma operación con otras cantidades de cinc: 1; 1,5; 2 y 2,5 gr, limpiando cada vez el vaso de precipitados.

CUESTIONES

4. Describe el aspecto de la disolución cuando se le añaden las distintas cantidades de cinc.

5. Se trata de una reacción exotérmica. ¿En qué nos basamos para saberlo?. 6. Escribe la reacción que ha tenido lugar.

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PRÁCTICA 2: MEDIDA DEL DESPRENDIMIENTO DE CALOR EN UN PROCESO ENDOTÉRMICO

MATERIAL

Dos tubos de ensayo, balanza, termómetro. Productos: nitrato amónico, hidróxido de sodio.

PROCEDIMIENTO

1. Pesar un gramo de nitrato amónico e introducirlo en un tubo de ensayo.

2. En el otro tubo de ensayo añadimos agua hasta 3 o 4 cm de altura y medimos su temperatura.

3. Introducimos el termómetro en el tubo de ensayo que contiene el nitrato amónico y le añadimos el agua.

4. Anotamos la temperatura cada 30 segundos hasta que deje de cambiar y la medida sea estable.

5. Añadimos una “lenteja” de hidróxido sódico al tubo de ensayo y medimos de nuevo la temperatura.

CUESTIONES

4. Al añadir el agua sobre el nitrato amónico, ¿se produce alguna reacción?.

5. Indica qué variación de temperatura ha tenido lugar. ¿Por qué sabemos que se trata de un proceso endotérmico?.

6. Al añadir el hidróxido sódico si que tiene lugar una reacción química; nos podemos dar cuenta por que se desprende un gas de un olor característico, ¿qué gas es éste?.

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PRÁCTICA 3: CÁLCULO DEL CALOR DE UNA REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

MATERIAL

Dos vasos de precipitados, probeta, termómetro.

Productos: disolución de ácido clorhídrico, disolución de hidróxido sódico.

PROCEDIMIENTO

1. Medir un volumen de 50 cc de la disolución de ácido clorhídrico y echarlos en uno de los vasos de precipitados.

2. Medir un volumen de 50 cc de la disolución de hidróxido sódico y echarlos en el otro vaso de precipitados.

3. Medir la temperatura de ambas disoluciones, que debería ser la misma (temperatura ambiente), y anotarla. La llamaremos T1.

4. Verter una disolución en el otro vaso de precipitados.

5. Agitar suavemente la mezcla y medir la temperatura hasta que se alcance un valor máximo que anotaremos. La llamaremos T2.

6. Repetiremos el proceso completo una segunda vez.

CUESTIONES

3. Describe, brevemente, el proceso seguido. 4. Escribe la reacción que ha tenido lugar.

5. Calcula el calor desprendido con la fórmula: Q = m·ce·(T2–T1). Para lo cual

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PRÁCTICAS DE CINÉTICA

INTRODUCCIÓN

En las prácticas siguientes vamos a estudiar los factores de los que depende la velocidad de una reacción. Los más importantes son: la concentración de los reactivos, el grado de división de los reactivos sólidos, la temperatura de la reacción y los catalizadores. Una variación de cualquiera de estos factores provocará un aumento variación en la velocidad de la reacción.

PRÁCTICA 1: CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS

MATERIAL

Tres tubos de ensayo, vasos de precipitados, balanza.

Productos: Cinc en polvo, disolución de ácido clorhídrico muy diluida, disolución de ácido clorhídrico diluida y disolución de ácido clorhídrico concentrada.

PROCEDIMIENTO

1. Pesamos un gramo de cinc para cada tubo de ensayo, y lo añadimos a cada tubo de ensayo. (Lo pesaremos sobre papel).

2. En un tubo de ensayo añadimos, más o menos, hasta la mitad del tubo, ácido clorhídrico muy diluido y observamos lo que ocurre.

3. En el segundo tubo de ensayo hacemos lo mismo con el ácido clorhídrico diluido.

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CUESTIONES

4. ¿Qué has observado en ambos tubos de ensayo al echar el ácido clorhídrico?. Escribe la reacción que ha tenido lugar.

5. ¿Qué diferencia has observado en ambos tubos?.

6. Explica, según la teoría, a qué es debida dicha diferencia. 7. Calcula la molaridad de la disolución de HCl concentrado.

8. Calcula el volumen de la disolución concentrada que deberíamos medir de la disolución concentrada para preparar 200 cc de la disolución 0,2M de HCl. 9. Calcula la cantidad de agua que deberíamos añadir a la cantidad anterior para

prepara los 200 cc.

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PRÁCTICA 2: TEMPERATURA DE LA REACCIÓN

MATERIAL

Dos tubos de ensayo, balanza, mechero, pinza, vaso de precipitados. Productos: Cinc en polvo, disolución de ácido clorhídrico diluido.

PROCEDIMIENTO

1. Pesamos un gramo de cinc para cada tubo de ensayo, y lo añadimos a cada tubo de ensayo. (Lo pesaremos sobre papel).

2. En un tubo de ensayo añadimos, más o menos, hasta la mitad del tubo, ácido clorhídrico diluido y observamos lo que ocurre.

3. En el otro tubo de ensayo, hacemos lo mismo, pero después de añadir el ácido, calentamos levemente. Observamos lo que ocurre.

CUESTIONES

4. ¿Qué has observado en ambos tubos al echar el ácido clorhídrico?. Escribe la reacción que ha tenido lugar.

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PRÁCTICA 3: GRADO DE DIVISIÓN DE LOS REACTIVOS SÓLIDOS

MATERIAL

Dos tubos de ensayo, vaso de precipitados, balanza.

Productos: Cinc en polvo, granalla de cinc, disolución de ácido clorhídrico diluida.

PROCEDIMIENTO

1. Pesamos un gramo de cinc en polvo y lo introducimos en un tubo de ensayo. 2. Pesamos un gramo, aproximadamente, de granalla de cinc y lo introducimos en

el otro tubo de ensayo.

3. Añadimos a ambos tubos de ensayo, más o menos hasta la mitad del tubo, ácido clorhídrico diluido y observamos lo que ocurre.

4. Calienta el tubo con la granalla de cinc.

CUESTIONES

4. ¿Qué has observado en ambos tubos al echar el ácido clorhídrico?. Escribe la reacción que ha tenido lugar.

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PRÁCTICA 4: CATALIZADORES

MATERIAL

Dos tubos de ensayo, vaso de precipitados, pipeta. Productos: Agua oxigenada, dióxido de manganeso.

PROCEDIMIENTO

1. Medimos con la pipeta 5 mL de agua oxigenada para cada tubo de ensayo y lo echamos en cada tubo.

2. Observamos lo que ocurre en ambos tubos de ensayo.

3. Añadimos en uno de los dos tubos de ensayo una pequeña cantidad de dióxido de manganeso (0,2 gr) y observamos lo que ocurre.

4. Calentamos el otro tubo de ensayo y añadimos, también, 0,2 gr de dióxido de manganeso.

CUESTIONES

4. En ambos tubos de ensayo está teniendo lugar la reacción de descomposición del agua oxigenada en oxígeno y agua. Escribe y ajusta dicha reacción.

5. Antes de calentar, ¿qué diferencia has observado en ambos tubos?.

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PRÁCTICAS CON REACIONES ÁCIDO-BASE

INTRODUCCIÓN

De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, los ácidos son sustancias que pueden transferir protones, H+, a otras sustancias capaces de aceptarlos, las bases. Los ácidos y las bases pueden ser fuertes: si al disolverlos en agua se disocian totalmente; o débiles: si al disolverlos en agua se disocian parcialmente, alcanzándose un equilibrio químico que viene marcado por una constante de equilibrio, constante de ionización: constante de acidez, Ka, si se trata de un ácido; y constante de basicidad Kb, si se trata de una base.

Al disociarse, total o parcialmente, un ácido o una base en agua se obtiene su par conjugado.

Si llamamos HA a un ácido en general, la reacción que tiene lugar al disolverse en agua es:

HA (ac) + H2O (l)  A– (ac) + H3O+ (ac)

donde A– es la base conjugada del ácido HA; y ambos son un par conjugado ácido-base. De la misma forma, si llamamos B a una base en general, la reacción que tiene lugar al disolverse en agua es:

B (ac) + H2O (l)  BH+ (ac) + OH– (ac)

donde BH+ es el ácido conjugado de la base B; y ambos son un par conjugado ácido-base.

Es importante tener presente que lo que marca la acidez de una disolución es la concentración del ion H3O+. Para tener una medida de dicha concentración suele

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PRÁCTICA 0: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

INTRODUCCIÓN

El uso de las disoluciones acuosas es habitual en el trabajo de laboratorio químico. Por ello, las técnicas de su preparación deben ser bien conocidas. En esta práctica se prepararán distintas disoluciones de una concentración dada a partir del producto puro (sólido), o de alguna disolución, más concentrada de éste.

Para esto es importante recordar las definiciones de las dos formas de medir la concentración de una disolución que más se utilizan: molaridad y porcentaje en peso o riqueza de una disolución:

 Molaridad: (L) ds V soluto moles M

 Porcentaje en peso: ·100 disolución de masa soluto masa %

El porcentaje en peso va acompañado, como dato, de la densidad de la disolución: disolución de volumen disolución de masa 

 . Habitualmente en gr/cc.

En esta práctica prepararemos tres disoluciones: una de cloruro sódico, otra de hidróxido sódico y por último, una de ácido clorhídrico.

A) DISOLUCIÓN 0,5 M DE NaCl

MATERIAL

Balanza, vidrio de reloj, espátula, probeta, matraz aforado de 200 cc, varilla. Productos: cloruro sódico.

PROCEDIMIENTO

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B) DISOLUCIÓN 0,2M DE NaOH

MATERIAL

Probeta, matraz aforado de 500 cc, varilla, embudo. Productos: disolución 2M de NaOH.

PROCEDIMIENTO

1. Hacer los cálculos necesarios para saber el volumen que necesitamos de la disolución de NaOH 2M para preparar 500 cc de disolución 0,2M.

2. Medir en la probeta dicha cantidad y pasarla al matraz aforado.

3. Enjuagar varias veces con agua destilada la probeta para arrastrar los restos de NaOH 2M y verterlos en el matraz aforado.

4. Añadir agua en el matraz hasta el enrase.

5. Agitar el matraz para homogeneizar la disolución.

C) DISOLUCIÓN 2M DE HCl

MATERIAL

Probeta, matraz aforado de 500 cc, varilla, embudo. Productos: disolución de HCl del 35%.

PROCEDIMIENTO

1. Hacer los cálculos necesarios para saber el volumen que necesitamos de la disolución de HCl del 35% para preparar 500 cc de disolución 0,5M.

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CUESTIONES

4. Para cada una de las tres disoluciones, escribe los cálculos que has tenido que hacer.

5. En la disolución de NaCl, por qué no hemos medido directamente 200 cc de agua.

6. ¿Se podría preparar a partir de la disolución 2M de NaOH, una disolución 3M?. 7. ¿Por qué se debe de echar un ácido concentrado sobre el agua y es peligroso

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PRÁCTICA 1: INDICADORES ÁCIDO-BASE

INTRODUCCIÓN

Un indicador ácido-base es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en que se encuentre disuelto.

El comportamiento de los indicadores es fácil de comprender. Supongamos un indicador constituido por un ácido débil monoprótico de fórmula general HIn. En disolución acuosa estará ionizado ligeramente, produciéndose su base conujugada In–:

HIn + H2O  In –

+ H3O+

Como es característico en los indicadores, la forma ácida HIn tiene distinto color que la forma básica In–.

Si se añaden unas gotas del indicador en una disolución de un ácido predominará la forma ácida del indicador: coloreándose la disolución del color de la forma ácida. De la misma forma si se añaden a un disolución de una base predominará la forma básica: coloreándose la disolución del color de la forma básica.

Es importante tener presente que cada indicador tiene un intervalo de viraje característico, es decir, un entorno más o menos reducido de unidades del pH, dentro del cual se realiza el cambio de color.

A pH menores del límite inferior del intervalo de viraje predomina el color de la forma ácida; y por encima del límite superior del intervalo de viraje predomina el color de la forma básica. Dentro del intervalo habrá una mezcla de los dos colores.