Manual laboratorios de química

INSTITUTO EDUCATIVO DE ZACATECAS

MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA
PREPARATORIA
M. en C. Jesús Andrés Tavizón Pozos
Q. F. B. Yesenia Viramontes

Nombre del alumno:__________________________

Práctica Diagrama de Pre-reporte Discusión Material Total
flujo
1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

Práctica 1

Destilación

Pre-reporte

 ¿Qué es la destilación?

 ¿Cuál es el principio de la destilación?

 ¿Qué otros tipos de destilación existen aparte de la destilación simple?

Objetivos

 Destilar etanol de una mezcla agua-etanol y diferentes bebidas alcohólicas.
 Comparar los volúmenes de las diferentes muestras para determinar el contenido
alcohólico.

Materiales y método

 Dos soportes con anillo de hierro.
 Dos vasos de precipitado.

 Tela de asbesto.
 Termómetro.
 Dos pinzas de bureta.
 Manguera de hule.
 Matraz de destilación.
 Tapón de hule.
 Mechero Bunsen.
 Mezcla de agua y etanol.

1.- Primeramente, se monta el equipo como se muestra en la Figura 1.1.

2.- En el matraz de destilación, se coloca 100 ml la mezcla de agua y alcohol etílico (o
bebida alcohólica).

3.- En seguida, se inserta el termómetro en el tapón de hule y se tapa el matraz con él
cerciorándose de que no existan fugas entre el tapón y el matraz.

4.- Después, se enciende el mechero Bunsen y se coloca debajo de la tela de asbesto para
calentar el matraz que contiene la mezcla.

5.- Finalmente, al llegar al punto de ebullición del etanol, éste se separa, por lo tanto, es
necesario colectarlo en un vaso de precipitado.

Figura 1.1. Esquema del sistema de destilación.

Resultados

En función al desarrollo experimental, completar la Tabla 1.1 junto con los demás equipos
de trabajo.

Tabla 1.1. Puntos de ebullición de las sustancias destiladas y sus volúmenes obtenidos.

Mezcla T1 (°C) T2 (°C) T3 (°C) V1 (ml) V2 (ml) V3 (ml)
Sustancia - - -
Agua-Etanol
Cerveza
Vino
Whiskey
Mezcal
Ron

Discusión

a) ¿Por qué fue posible separar el alcohol del agua?

b) ¿Cuáles son los puntos teóricos de ebullición del etanol y el agua y qué diferencia
hay en los resultados experimentales? ¿Por qué?

c) ¿Cuál de los licores usados destiló más etanol?

d) ¿Corresponde el contenido alcohólico teórico con el experimental? ¿si, no y porque?

e) Usando de referencia la mezcla agua-etanol, ¿se destiló otra sustancia en los
licores?

f) En caso afirmativo, ¿qué significa y a que temperatura destiló?

g) Según su punto de ebullición, ¿de qué sustancia se trata?

Conclusión

Escribir una conclusión con base en las observaciones y la discusión del equipo.

Referencias

Anotar las referencias utilizadas para esta práctica.

Práctica 2

“Conservación de la masa”

Pre-reporte

 ¿Cuál es la ley de la conservación de la materia?

 ¿Quién fue Antoine Lavoisier?

 ¿Qué cambios le pueden ocurrir a la materia?

Objetivos

 Comprobar la Ley de la conservación de la materia en una reacción química.


 3 cm de cinta de magnesio.
 20 ml de ácido clorhídrico al 3% (v/v).
 1 globo.
 1 balanza.
 1 frasco de plástico boca angosta capacidad 20 ml.

1.- Colocar los 20 ml del ácido en el frasco de plástico y pesarlo en su conjunto; registrar el
dato.

2.- Pesar los 3 cm de la cinta de magnesio junto con el globo; registrar ese dato.

3.- En seguida, se introduce la cinta de magnesio dentro del globo.

4.- Después, se coloca la boca del globo unida a la boca del frasco y se invierte el globo de
tal manera que la cinta de magnesio caiga en la solución del ácido clorhídrico; se agita unos
segundos y se observa que sucede.

5.- Finalmente, se pesa el dispositivo y se registra el dato.

Resultados

Se comparan los pesos del ácido clorhídrico y el frasco más la cinta de magnesio y el globo
con el peso del dispositivo como lo establecen las ecuaciones 1 y 2.

. Ec. 1

. Ec. 2

Discusión

En la discusión se deben resolver las siguientes cuestiones a manera de prosa:

a) ¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo?

b) ¿Qué tipo de cambio experimenta el magnesio con el HCl?

c) ¿Por qué se infló el globo?

d) ¿Qué importancia tiene haber pesado los materiales empleados?

Conclusión


Referencias


Práctica 3

Flamas coloridas

Pre-reporte

 ¿Quién fue Max Planck y en qué trabajó?

 ¿Qué dice la teoría cuántica de Planck?

 ¿Cuál es el modelo atómico de Bohr?

 ¿Qué ocurre cuando un electrón absorbe energía?

 ¿Cuáles son los postulados del modelo atómico de Bohr?

Tip: revisa el libro Química I de Landa y Beristain para empezar tu introducción.

Objetivos

 Identificar cualitativamente algunos metales por el color que dan a una flama.
 Determinar la energía de la luz que emiten al ser calentadas las sales.


 Mechero Bunsen.
 Porta-asa con asa de nichromel (se puede sustituir por hisopos de madera).
 2 vasos de precipitado de 100 ml.
 Papel filtro o cajas de Petri (una para cada sal).
 Ácido clorhídrico concentrado 10 ml.
 Sales de cloruros.

1.- Se agrega 5 ml de ácido clorhídrico (HCl) en cada uno de los vasos de precipitado (uno
de ellos servirá para humedecer el asa y el otro para limpiarla) y un poco de cada sal en
diferente papel filtro.

2.- Humedecer el asa con ácido clorhídrico e introducirla en la sal de cloruro de litio de tal
forma que los cristales se adhieran a ella.

3.-Colocar el asa en la flama del mechero y observar el color que produce. Registrar el
color observado en su respectiva sal.

4.-Enjuagar el asa en HCl y colocarla en la flama del mechero. Repetir esta etapa hasta no
ver más la coloración de la sal ensayada.

5.- Introducir de nuevo el asa en el HCl y repetir los pasos 2, 3 y 4 con la siguiente sal.

Resultados

En función al desarrollo experimental, completar la Tabla 3.1 junto con los demás equipos
de trabajo. Así mismo, con ayuda de la ecuación 3.1 (Ecuación de Planck) calcular la
energía de las flamas dependiendo su color (investigar longitud de onda de cada color).

Tabla 3.1. Resultados de la prueba a la flama

Sustancia Color de la flama Longitud de onda (λ) Energía de la flama (J)

. Ec.3.1

Dónde: E= energía, h= constante de Planck, c=velocidad de la luz, λ=longitud de onda.

Discusión

a) ¿A qué se debe la diferente coloración que produce cada sal?

b) ¿Qué es un espectro de emisión y qué uno de absorción?

c) ¿Por qué las sustancias analizadas, y muchas otras, producen luz?

d) ¿Por qué en los compuestos con elementos del mismo grupo las flamas son de
diferente color y que significa?

e) ¿De todos los compuestos expuestos a las flamas cual desprendió mayor energía y
que significa?

Conclusión


Referencias


Práctica 4

Fermentación

Pre-reporte

 ¿Qué es la fermentación?

 ¿Qué tipos de fermentación hay y en que se basan?

 ¿A qué se le llama sustancia fermentable?

 ¿En qué se aplica la fermentación?

Objetivos

 Conocer la fermentación.
 Identificar sus productos y su empleo en la industria así como su importancia en los
seres vivos.


 Mortero con mano.
 2 matraces Erlenmeyer.
 Recipiente de plástico.
 Manguera.
 Tubo doblado.
 Uvas (25 – 75 g).
 Levadura (5 g).

1.- Machacar los racimos de uva en el mortero, esto produce un zumo (jugo) glucosado en
el que sobrenadan las cáscaras y las semillas; a esto se le llama mosto.

2.- Colocar el zumo de uva en un matraz Erlenmeyer, añadir 5 g de levadura y tapar el
matraz para que la reacción sea más rápida.

3.- Coloca el tubo doblado en el orificio del tapón y conecta la manguera.

4.- Arma el dispositivo como se ve en la Figura 4.1, llenando de agua el segundo matraz y
volteándolo en la tina.

5.- El zumo se enturbia en pocos minutos, se dice que hierve. Para diluir bien la levadura
agitar el matraz.

6.- Observar el matraz Erlenmeyer y de la manguera se desprenden burbujas que son el CO2
que se desprende de la reacción.

Figura 4.1. Esquema del sistema de trampa de agua.

Resultados

Escribir brevemente las observaciones del sistema tales como, cambio de color, burbujeo en
el matraz de fermentación y en la trampa de agua, temperatura, etc.

Discusión

a) ¿Cuáles son los productos de la fermentación?

b) Explica que tipo de fermentación se llevó a cabo y que sustancia es la responsable
que se produzca la fermentación.

c) Representa la reacción química que ocurre en el proceso de fermentación alcohólica
y la fermentación láctica.

Conclusión


Referencias


Práctica 5

Densidad

Pre-reporte

 ¿Qué es la densidad?

 ¿Cuál es la ecuación de la densidad y cuáles son sus unidades?

 ¿Qué es un picnómetro?

 ¿Debido a qué variar la densidad de una sustancia?

Objetivos

 Comprobar el cambio de densidad variando concentración de una solución de NaCl
y la temperatura.


 Termómetro.
 Balanza.
 Vasos desechables.
 Soluciones de NaCl a diferentes concentraciones: 1 M, 2 M, 3 M, 4 M, 5 M.
 Agua destilada como referencia.

1.- Numere 5 vasos desechables y determine el peso de cada uno perfectamente seco.
Anótelo en la Tabla 5.1.

2.- En cada vaso vierta 20 ml de cada una de las soluciones problema (NaCl 1 M, 2 M, 3 M,
4 M, 5 M), siendo la solución 1 M la menos concentrada y 5 M la más concentrada.

3.- Determine la masa de cada vaso con la disolución correspondiente, calcule la masa de
cada disolución siguiendo la ecuación 5.1.

. Ec. 5.1

4.- Calcule el valor de la densidad para cada una de las disoluciones.

5.- Después de haber pesado la solución 5 M, tome el vaso que la contiene y péselo a una
temperatura de 50°C. Anote el peso de la solución siguiendo la ecuación 5.1.

Resultados

Llenar correctamente la Tabla 5.1 con base en los resultados obtenidos.

Tabla 5.1 Pesos y densidades de las soluciones problemas

Disolución Agua 1M 2M 3M 4M 5M 5M
destilada (25°C) (50°C)
Volumen 20 ml 20 ml 20 ml 20 ml 20 ml 20 ml 20 ml
Peso de
la disolución (g)
Densidad de
la disolución (g/ml)

Discusión

En la discusión se deben resolver las siguientes cuestiones a manera de prosa no de
cuestionario:

a) ¿Tienen la misma masa los 20 ml de cada una de las disoluciones?

b) ¿Es igual la densidad en cada caso?

c) Realice un gráfico densidad (ordenadas) en función de la concentración (abscisas)
con los datos obtenidos.

d) ¿Cómo varía la densidad de las disoluciones problema respecto al aumento de
concentración?

e) ¿Cómo varía la densidad de la solución 5 M respecto al cambio de temperatura?

Conclusión

Escribir una conclusión con base en las observaciones, objetivos y la discusión del equipo.

Referencias


Práctica 6

Obtención de oxígeno e hidrógeno

Pre-reporte

 ¿Cuál es el símbolo del oxígeno, en que grupo se encuentra y cuál es su
configuración electrónica?

 ¿Cuáles son las propiedades físicas y químicas del oxígeno?

 ¿Qué es la combustión?

 ¿Cuál es el símbolo del hidrógeno, en que grupo se encuentra, cuál es su
configuración electrónica y estado de oxidación más común?

 ¿Cuáles son las propiedades físicas y químicas del hidrógeno?

 ¿Qué compuestos comunes del hidrógeno son agentes reductores?

Objetivos

 Conocer las propiedades físicas y químicas del oxígeno e hidrógeno y su
comportamiento químico.


Obtención de oxígeno

 Matraz Erlenmeyer 50 ml
 Pipeta 1 ml
 Cerillos
 Permanganato de potasio 0.5% (KMnO4)
 Peróxido de hidrógeno 30% (H2O2)

1.- Colocar 1 ml de permanganato de potasio en el matraz Erlenmeyer de 50 ml.

2.- Agregar de manera muy rápida 0.5 ml de peróxido de hidrógeno y acerque
inmediatamente un cerillo encendido a la boca del matraz. Observe lo que sucede y anote
sus resultados.

Nota: La reacción es muy rápida, deben de tener el cerillo listo. El cerillo no debe de caer
dentro del matraz o el experimento se arruinará.

Obtención de hidrógeno

 Matraz Erlenmeyer de 125 ml
 Vidrio de reloj
 Papel aluminio 0.3 g
 Ácido clorhídrico (20%) 10 ml

1.- Colocar en el matraz Erlenmeyer de 125 ml 10 ml de la solución de HCl.

2.- Agregar el aluminio después de pesarlo (prepararlo en bolitas).

3.- Tapar con un vidrio de reloj la boca del matraz y esperar un momento.

4.- Cuando haya efervescencia intensa y desprendimiento de vapores acerca el cerillo a
la boca del matraz, el gas arderá.

Resultados


Anota tus observaciones del experimento. La reacción que ocurre es la siguiente:

. Ec 6.1

Obtención de hidrógeno

Anota tus observaciones del experimento. La reacción que ocurre es la siguiente:

. Ec. 6.2

Discusión

a) ¿Qué le ocurrió a la flama al acercarla al matraz de la obtención de oxígeno?

b) Investiga los usos y aplicaciones del oxígeno puro.

c) Escribe la reacción que se lleva a cabo en la boca del matraz en la obtención de
hidrógeno y explica si es endotérmica o exotérmica.

d) Investiga los usos y aplicaciones del hidrógeno puro.

Conclusión

Escribir una conclusión con base en las observaciones, objetivos y la discusión del equipo.

Referencias


Práctica 7

Cromatografía

Pre-reporte

 ¿Qué es la cromatografía?

 ¿Qué es la fase móvil y la fase estacionaría?

 ¿Es posible con la cromatografía hacer análisis cualitativos y cuantitativos?

 ¿Qué tipos de cromatografía existen y cuáles son sus diferencias?

Objetivos

 Comprender el principio de la cromatografía.
 Determinar cualitativamente los colores en diferentes tintas usando solventes
diferentes.



 4 vasos de precipitado.
 Agua destilada.
 Alcohol etílico.
 Acetona.
 Ácido acético.
 Papel filtro.
 Tijeras.
 Plumones de colores con base de agua, uno debe ser negro.

1.- Cortar 12 tiras de papel filtro de 2.5 cm de ancho. Esta es la fase estacionaria.

2.- Verter 2 cm de agua en un vaso de precipitado. Hacer lo mismo con el alcohol etílico, la
acetona y el ácido acético en sus respectivos vasos. Esta es la fase móvil.

3.- Dibujar un punto con un plumón a 5 cm de del extremo inferior de las tiras de papel,
procurando que sean del mismo tamaño, repetir lo mismo con los otros colores en las tiras.
De esta manera se tendrán cuatro tiras de un color, cuatro tiras con otro color y otras cuatro
con un punto color negro. Estas son las muestras a analizar.

4.-Sujetar tres tiras de papel con diferentes colores a cada vaso con sustancia diferente con
una pinza o bien doblándolo para que el extremo de las tiras toquen únicamente la
superficie del líquido. De esta manera quedarán en el vaso con agua tres tiras de colores
diferentes, en el del alcohol otras tres, en la de la acetona otras tres y en la del ácido acético
otras tres.

5.- Observar cómo sube la fase móvil por las tiras de papel. Poco a poco arrastrará hacia
arriba las sustancias químicas de los colores de los puntos.

6.- Anotar los colores que se separan de cada punto dibujado en el papel. Y anotar en cual
solvente se ven mejor los colores. Asimismo anotar que color se desplazó más.

Figura 7.1. Diagrama de cromatografía de papel.

Resultados

Llenar una tabla similar a siguiente tabla de resultados:

Tabla 7.1. Resultados de cromatografía en papel de diferentes plumones de colores.
Solvente Color 1 Color 2 Negro

Agua

Alcohol etílico

Acetona

Ácido acético

Discusión

a) ¿De qué colores están formadas las tintas de los plumones?

b) ¿Es posible identificar más de un color en cada tinta?

c) ¿En cuál solvente se separaron mejor los colores?

d) ¿Cuál color se movió más arriba de donde estaba el punto del plumón?

e) ¿Qué aplicaciones tiene la cromatografía?

Práctica 8

Prácticas demostrativas

Pre-reporte

 ¿Qué es un fluido no newtoniano?

 ¿Qué es la efervescencia?

 ¿Qué propiedades tienen los jabones y detergentes?

Objetivos

 Conocer el comportamiento de un fluido no newtoniano
 Comprobar la efervescencia en bebidas carbonatadas.
 Visualizar las propiedades del jabón en una solución láctea.


 Fécula de maíz en polvo.
 Agua.
 Mentas.

 Refresco de cola.
 Jabón.
 Hisopos.
 Colorantes vegetales.
 Leche.
 Plato plano.

Fluido no-newtoniano.

1.- Se mezcla la fécula de maíz en polvo con agua en una proporción de 2 a 1.

2.- Una vez ya mezclado se forma una sustancia viscosa. A dicha sustancia se le golpea con el puño
y se observa lo que ocurre.

Efervescencia.

1.- Colocar los mentos en un tubo de ensaye.

2.- Tapar el tubo con una hoja de papel o una carta.

3.- Abrir el refresco y posicionar los mentos en la boca tapado con el papel.

4.- Cuando el profesor de la orden quitar rápidamente el papel y dejar caer los mentos en el refresco
de cola y observar que ocurre.

Jabones y detergentes

1.- En un plato plano colocar un poco de leche de tal manera que quede uniforme en todo el plato.

2.- Agregar al gusto gotas de colorante vegetal. Se recomienda usar más de dos colores.

3.- Tomar un hisopo y llenarlo con jabón líquido.

4.- Tocar con el hisopo la superficie de la leche, de preferencia cerca de los colores y observar que
ocurre.

Resultados

Escribir brevemente las observaciones de los sistemas tales como, cambio de color, burbujeo,
viscosidad, textura, etc.

Discusión

Fluido no newtoniano

 ¿Qué es la viscosidad?

 ¿Por qué se comporta de esa manera un fluido no-newtoniano?

Efervescencia

 ¿Para qué se usa el CO2 en los refrescos?

 ¿Por qué el refresco efervesce con mayor intensidad con los mentos?

Jabones y detergentes

 ¿Qué es la tensión superficial?

 ¿Cómo son las moléculas de los jabones?

 Debido a la forma de las moléculas de los jabones ¿tiene alguna relación con el
comportamiento de los colores en la leche?

Conclusión


Referencias


Práctica 9

Prácticas demostrativas

“La serpiente faraón”

Pre-reporte

 ¿Cuáles son las reacciones de descomposición?

 ¿Cuál es el peso molecular del tiocianato de mercurio II y cuál es su fórmula?

 ¿Cuáles son los porcentajes de mercurio, carbono, azufre y nitrógeno de la fórmula?

 ¿Cuál es la toxicidad de esta sustancia?

Objetivos

 Observar la reacción de descomposición del tiocianato de mercurio II en presencia de una
llama.


 Tiocianato de mercurio II.

 Cerillos.
 Cápsula de Petri.
 Báscula.

1.- Pesar aproximadamente 2.5 g de tiocianato de mercurio II.

2.- Depositarlos en la cápsula de Petri en forma de una línea.

3.- Acercar un cerillo encendido a un extremo de la línea y observar lo que ocurre.

Resultados

Escribir brevemente las observaciones y explicar lo que ocurre con base en las siguientes reacciones
(no están balanceadas y requieren balancearse):

Нg(NCS)2 → HgS + C3N4 + CS2

CS2 + O2 → CO2 + SO2

Discusión

En la discusión se deben resolver las siguientes cuestiones a manera de prosa:

 ¿Cuál es la toxicidad del HgS?

 ¿Si se tienen 2.5 g de tiocianato de mercurio II, cuantos gramos se producirán de HgS, C3N4
y CS2?

Conclusión


Referencias


Práctica 10

“Síntesis de etino”

Pre-reporte

 ¿Cómo es conocido también el etino y cuál es su estructura química?

 ¿Cuáles son las características químicas y físicas del etino?

 ¿De dónde se puede obtener?

 ¿En que se utiliza el etino?

Objetivos

 Conocer y sintetizar etino en el laboratorio.


 Tubo de ensaye grande.
 Tapón con tubo de desprendimiento.
 Manguera.
 Jeringa
 Agua.
 Carburo de Calcio.
 Permanganato de potasio

1.- Colocar en un tubo de ensaye grande 10 g de carburo de calcio, tapar con tapón que tenga tubo
de desprendimiento y manguera que vaya a un tubo con solución de KMnO4.

2.- Insertar en el tapón, una jeringa con agua, agregar agua por goteo y observar lo que sucede
cuando el etino está en contacto con la solución de KMnO4.

3.- Sacar la manguera de la solución y encender el gas.

Resultados

(no está balanceada y requieren balancearse):

CaC2 + H2O → CH≡CH + Ca(OH)2

CH≡CH + O2 → CO2 + H2O

Discusión

 ¿Qué indica que haya cambios en la solución de permanganato de potasio al entrar en
solución con el etino?

 ¿Qué características tiene la flama del etino?

 ¿En que difiere la flama del etino a la del metano y la del eteno?

Conclusión


Referencias


Práctica 11

“Pasta de dientes de elefante”

Pre-reporte

 ¿Cuál es el nombre IUPAC del agua oxigenada y cuál es su estructura?

 ¿Cuáles son las características químicas del agua oxigenada?

 ¿Cuáles son sus usos?

 ¿Cuáles son las medidas de seguridad del agua oxigenada y por qué?

Objetivos

 Entender el comportamiento del agua oxigenada liberando el oxígeno en ella.


 Tubo de ensaye
 Agua oxigenada.
 Yoduro de potasio.
 Jabón líquido.
 Colorante.

1.- En el tubo de ensaye agregar 40 ml de agua oxigenada.

2.- Agregar un poco de jabón líquido y colorante y mezclar bien.

3.- Agregar 20 ml de la solución de yoduro de potasio al 20%.

Resultados

(no está balanceada y requieren balancearse):

H2O2 + KI → KI + H2O + O2

Como se puede observar, el KI no se consume, con base en la definición de catalizador explicar su
función en la reacción.

Discusión

 ¿Qué función tiene el KI en la reacción?

 ¿Por qué se generó la espuma?

 ¿Qué pasaría si el agua oxigenada estuviera más concentrada?

 Investiga por qué no es bueno calentar agua oxigenada.

 ¿Por qué el agua oxigenada se usa como antiséptico?

Conclusión


Referencias


Práctica 12

“Evidencia de los diferentes tipos de reacciones”

Pre-reporte

 ¿Qué es una reacción química?

 ¿Cuáles son los diferentes tipos de reacciones que hay?

 ¿Cuáles son los diferentes símbolos que se usan en una reacción química para brindar más
información?

 ¿Qué métodos existen para el balanceo de reacciones químicas?

Objetivos

 Identificar las evidencias que suceden en las reacciones químicas y observar las
transformaciones de dichas reacciones.
 Describir con palabras las reacciones químicas y especificar el tipo de reacción que se lleva
a cabo.


 Clavo de hierro
 Moneda de cobre o alambre de cobre.
 Mechero Bunsen
 Tubos de ensaye
 Matraz Erlenmeyer de 50 ml
 Sulfato cúprico 0.1 M.
 Bicarbonato de sodio sólido
 Acetato de plomo al 5%
 Yoduro de potasio al 4%
 Hidróxido de magnesio (leche de magnesia) al 8%
 Ácido clorhídrico al 0.5 M.

Experimento 1.

En un tubo de ensaye colocar 3 ml de sulfato cúprico al 0.1 M y agregar un clavo de hierro, espera
30 min y anotar lo que se observa en la superficie del clavo.

La reacción es la siguiente: Fe + CuSO4 →_____________ + ____________

Experimento 2.

Calienta un alambre o bien una moneda de cobre en la flama del mechero Bunsen.

Cu + O2 → ________

Experimento 3.

En un tubo de ensaye vierte 2 g de bicarbonato de sodio sólido, cubre la boca del tubo de ensaye
con papel plastipack y calienta.

NaHCO3 → ___________+___________+___________

Experimento 4.

En un tubo de ensaye coloca 1.5 ml de solución de acetato de plomo al 5% y 1.5 ml de solución de
yoduro de potasio al 4%.

Pb(CH3COOH)2 + KI → _________________+_______________

Experimento 5.

En un matraz Erlenmeyer colocar 3 ml de hidróxido de magnesio al 8% (leche de magnesia) y 4 ml
de ácido clorhídrico al 0.5 M.

Mg(OH)2 + HCl →_____________+______________

Resultados

Anotar de forma detallada las observaciones que se hicieron en cada experimento, y explica las
reacciones químicas.

Discusión

 ¿A qué se debe el cambio del clavo?

 ¿Por qué la reacción del cobre con el oxígeno no se considera de combustión?

 ¿Qué sucedería si se acercara un cerillo encendido a la boca del tubo de ensaye donde
estaba el bicarbonato de sodio?

 ¿Cómo se le conoce a las sustancias sólidas que se forman en el experimento 4?

 ¿Qué tipo de reacción es la que se lleva a cabo en el experimento 5?

 ¿El hidróxido de magnesio es un compuesto soluble, fundamenta tu respuesta?

Conclusión


Referencias


Práctica 13

“Preparación de disoluciones y medición de pH”

Pre-reporte

 ¿Qué es una disolución?

 ¿Cuáles son los tipos de disoluciones de acuerdo a la cantidad de soluto?

 ¿Qué es la concentración de una disolución?

 ¿Cuáles las diferentes medidas de concentración y cuáles son las ecuaciones que las
describen?

Objetivos

 Conocer la correcta utilización de las diferentes expresiones que permiten el cálculo de la
concentración de una disolución.
 Manipular apropiadamente ácidos fuertes.
 Preparar algunas disoluciones de reactivos de concentración específica.


 Balanza.
 Pipeta graduada.
 Vaso de precipitado.
 Matraz de aforo de 50 ml.
 Agitador.
 Papel indicador.
 HCl concentrado.
 HNO3 concentrado.
 H2SO4 concentrado.
 Agua destilada.
 NaOH
 NaHCO3
 NH4OH
 Leche.
 Aceite de oliva.
 Vinagre.
 Jabón líquido para manos.
 Detergente.

1.- Calcular la cantidad de reactivo necesario para preparar por lo menos una solución a partir de un
reactivo sólido y una solución a partir de un reactivo líquido con la concentración que se indique.
Nota: investigar en qué estado físico se encuentran los diferentes reactivos.

Reactivo HCl HNO3 H2SO4 NH4OH NaOH NaHCO3
Densidad 1.19 g/ml 1.48 g/ml 1.05 g/ml 0.9 g/ml 2.1 g/ml 2.17 g/ml
% pureza 36% 68% 98% 64% 98% 99%

Realizar las siguientes soluciones en las diferentes concentraciones:

I. Solución de 50 ml de HCl al 3 %v.
II. Solución de 50 ml de HNO3 al 0.5 M.
III. Solución de 50 ml de H2SO4 al 0.8 N.
IV. Solución de 50 ml de NH4OH al 5%v.
V. Solución de 50 ml de NaOH al 0.6 M.
VI. Solución de 50 ml de NaHCO3 al 0.4 N.

2.- Una vez realizados los cálculos para preparar las disoluciones indicadas, preparar una disolución
a partir de un reactivo en estado sólido y otra disolución a partir de un reactivo en estado líquido.

3.- Preparación de la disolución a partir del reactivo en estado sólido.

a) Pesar la cantidad de reactivo necesario en un vidrio de reloj y después trasvasar el reactivo
(sólido) a un vaso de precipitado en el cual se tendrá un poco de agua destilada (cuidar de no
sobrepasar la cantidad final de solución que se va a preparar, es decir, si se prepara 50 ml de la
solución agregar de 20 a 30 ml de agua destilada en el vaso de precipitado, no más de 50 ml) y
disuelver el reactivo con ayuda del agitador.

b) Una vez disuelto el reactivo, pasar la disolución al matraz de aforo de 50 ml y agregar la cantidad
de agua destilada faltante hasta la marca de aforo, de esta manera se tendrán 50 ml de la disolución
a la concentración deseada.

c) Etiquetar de manera correcta tu disolución. Comprobar el pH de tu disolución con ayuda del
papel indicador.

4.- Preparación de la disolución a partir de reactivo en estado líquido.

a) Agregar un poco de agua en un matraz de aforo de 50 ml.

b) Agregar la cantidad de reactivo líquido necesario (según los cálculos realizados) poco a poco a
través de las paredes del matraz.

c) Agregar agua destilada hasta la marca de aforo.

d) Etiquetar la disolución y comprobar el pH de la disolución con ayuda de papel indicador.

5.- De las diferentes sustancias como leche, aceite de oliva, vinagre, jabón para las manos y
detergente, determina su pH con ayuda del papel indicador.

NOTA MUY IMPORTANTE: LOS ÁCIDOS Y BASES QUE SE UTILIZARÁN EN ESTA
PRÁCTICA SON SUSTANCIAS CORROSIVAS Y TÓXICAS. EVITAR EN TODO MOMENTO
SU INHALACIÓN DIRECTA, O EL CONTACTO CON LOS OJOS Y LA PIEL. EN CASO DE
ACCIDENTE LAVE INMEDIATAMENTE LA ZONA AFECTADA CON AGUA ABUNDANTE
Y CONSULTE A SU PROFESOR PARA PREVENIR QUEMADURAS QUÍMICAS.

Resultados

Anotar en la siguiente tabla las disoluciones preparadas y la información que se pide. En el caso de
la leche, el aceite de oliva, el vinagre, el jabón para las manos y el detergente no anotar
concentración ni masa o volumen.

Masa o volumen
Disolución Concentración pH
agregados

Discusión

 ¿Qué es un ácido y que es una base y cuáles son sus teorías?

 ¿Qué es el pH y cuál es su escala?

 ¿Cuál fue el más ácido y cuál el más básico?

 ¿Para qué sirve conocer el pH de las disoluciones realizadas?

 ¿Qué es un ácido y una base fuerte y que es un ácido y una base débil y cuales son
considerados como tales en esta práctica?

Conclusión


Referencias


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