4-MANUAL DE LABORATORIO VIRTUAL BQU01 2022-1.pdf

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE CIENCIAS
QUÍMICA I – BQU01
MANUAL DE ACTIVIDADES VIRTUALES DE LABORATORIO DE
QUÍMICA 2022 - 1
ROSA SAYÁN R.
MARCELINO DÁVILA I.
ANGÉLICA DAMIÁN B.
KORALÍ DURAND A.
EDWARD CARPIO D.
ALBERTO CORZO L.
JOSÉ FLORES G.

Facultad de Ciencias
Universidad Nacional del Ingeniería
Química BQU01
2
LABORATORIO 1: INTRODUCCIÓN AL TRABAJO DE
LABORATORIO EN QUÍMICA
TAREA PREVIA
1. ¿Qué es un equipo de protección personal (EPP)?
2. Considere los ambientes de su casa: ¿En alguno usa o debería usar
un EPP? Haga los comentarios pertinentes.
3. Nuestro planeta está sufriendo una pandemia y en casi todo el
mundo se usa por lo menos mascarillas, sin embargo, el virus Covid
19 sigue cobrando víctimas. Haga un aporte al respecto
mencionando su opinión basada en la investigación del tema.

Química BQU01
3
DEBATE
Actividad para el estudiante, previa al laboratorio: Deberá ver los
siguientes videos, por lo menos un día antes de su laboratorio de la
semana del 10 de noviembre.
Observe los videos en:
https://youtu.be/3CCTxwfpSIY
https://www.youtube.com/watch?v=jViQuheil-U
https://www.youtube.com/watch?v=NNOrw848tGk
https://www.youtube.com/watch?v=EQH7c6k2szM
El objetivo es:
1. Observar que acciones son las que se realizan con seguridad y
cuales son sub estándar explicando por qué, es decir que accidente
puede ocurrir al no cumplir con el procedimiento correcto.
2. Conocer el material de uso común en el laboratorio, para qué sirve y
en qué casos se usa.
Cuestionario
Adjuntará al final de su informe de laboratorio las siguientes preguntas y
respuestas:
1. Clasifique los materiales de laboratorio que ha observado al igual
que los dispositivos y equipos. Observe de que material son, sus
características y funciones.
2. Indiqué el correcto uso de los materiales de la pregunta anterior.
3. Póngale un nombre a cada video y enumere las acciones sub
estándar que ha observado en ellos, así como el riesgo que
producen a las personas y/o al ambiente.
4. La cocina de nuestras casas son un ambiente de transformación de
la materia, se usa calor, frio, agua, aceites, detergentes y muchas
más sustancias y materiales. ¿Cuáles son los accidentes producto de
acciones sub estándar que pueden ocurrir? Explique.
5. ¿Qué condiciones sub estándar puede haber en una cocina de una
casa?

Química BQU01
4
INTRODUCCIÓN AL TRABAJO DE LABORATORIO EN QUÍMICA
Acción sub estándar o acción insegura es omitir de una norma o procedimiento por parte del
trabajador o del estudiante que aumenta las posibilidades que ocurra un accidente o la muerte
de una o varias personas e inclusive que lastime el ambiente.
Condición sub estándar o insegura es una situación propia del ambiente del laboratorio o
ambiente de trabajo que aumenta la posibilidad que un accidente ocurra.
Los objetivos de asistir a un laboratorio químico para realizar un trabajo experimental en
química general es comprobar, complementar y asimilar los conocimientos sobre los principios
químicos adquiridos en los libros o en clase bajo tutela del profesor en el aula. Lo primero que
se debe aceptar es la importancia de seguir un procedimiento de forma ordenada.
NORMAS DE LABORATORIO PARA QUÍMICA GENERAL
El seguir las normas no es un ritual; todas las reglas tienen sentido cuando nos llevan a evitar
accidentes y aprender una ciencia real en relativo corto tiempo comparado con lo que significa
entender un principio sólo por lectura del mejor libro.
a. El Laboratorio tiene un estricto horario de prácticas en lo que respecta a Química general.
Se atiende diferentes cursos y todos deben disponer de sus horas exactas de aprendizaje.
Este horario debe ser respetado por alumnos, profesores y personal del laboratorio.
b. Deberá entrar al ambiente de laboratorio conocedor de los RIESGOS que implica
trabajar imprudentemente en el laboratorio y las PRECAUSIONES para evitarlos.
c. El alumno del laboratorio de química contará con un material que es particular y otro
material que es común a todos. El material particular es su Manual de Laboratorio, su
mandil, su cuaderno estrictamente sólo de laboratorio de química y accesorios de
protección; también el material de vidrio y los equipos que le asigne el profesor, además
de su espacio en la mesa del laboratorio. El material común es el bidón de agua destilada,
la balanza del laboratorio, la ducha contra incendios y el lavaojos que debe existir en un
VOY A ENTRAR
AL LABORATORIO
1 CIÓN
. CONDI
SEGUIR
DEBO
RMAS
LAS NO
. ¡CUIDA !
DO
2
DEBO CONOCER
ESGOS
LOS RI
3. ASIMILARÉ
NCIPIOS
LOS PRI
QUÍMICA
DE LA
• LLEGAR A LA HORA
• LLEVAR EL MANDIL,
MANUAL, ACCESORIOS
• QUEMARSE
• INTOXICARSE
• CORTARSE
• SALPICARSE
CON CAPACIDAD
CRÍTICA Y RIGOR
CIENTÍFICO

Química BQU01
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laboratorio, y los frascos para depositar los diferentes tipos de sustancias desechables
que indique el profesor.
d. Deberá lavar siempre su material de vidrio aunque parezca limpio. Luego enjuagarlo con
agua destilada. Así estará seguro que sólo intervienen en sus experimentos las sustancias
que usó y no otros que se llamarían “contaminantes”.
1. LOS RIESGOS DEL TRABAJO IMPRUDENTE EN EL
LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL
El no leer anticipadamente su manual de laboratorio y el no estar atento y seguir las
indicaciones de su profesor de laboratorio puede traerle las siguientes consecuencias:
a. Quemarse con la llama de un mechero o con una plancha de calentamiento, con un tubo
de vidrio, un vaso caliente o con material de vidrio muy frío, con la estufa o la mufla, con
agua caliente o con hielo, con un reactivo o aceite caliente, o con un ácido, una base u
otras sustancias que debe advertir el profesor. El amoniaco gaseoso NH3, quema
gravemente las mucosas razón por la cual entre otras cosas nunca debe succionar con la
boca una solución acuosa de NH3.
También puede quemarse el cabello si no lo tienen sujeto.
Cuando cae sobre la piel una sustancia que indica la sensación de ardor o quemadura, se
debe recurrir inmediatamente al caño y al dejar caer chorro de agua durante no menos de
5 minutos. Si hay evidencia de una herida debe recurrir a la indicación de un médico.
b. Intoxicarse de manera inmediata por inhalar gases tóxicos producto de ciertas reacciones
o comer casualmente una sustancia química. De allí que no se debe comer alimentos en
el laboratorio pues la mano o la mesa con restos de reactivo pueden contaminarlo.
De ocurrir es necesario recurrir a la emergencia médica pues según el tipo de ingesta
tóxica será la medida a tomar.
c. Cortarse al romperse un material de vidrio. Un corte pequeño debe lavarse bien con
abundante agua y si tiene incrustación de vidrios se deben retirar con cuidado. Un corte
con mucha sangre o mucha piel, músculo, tendones afectados debe tener emergencia
médica. Estos cortes pueden ocurrir por caer al suelo con algún material de vidrio.
d. Recibir una salpicadura brusca de reactivo en la piel o en un ojo producto de una reacción
violenta.
e. Electrocutarse por usar un equipo conectado a la electricidad y no saber la manera
correcta de su uso o trabajar con las manos mojadas.
LAS COMPENSACIONES que da la experimentación al estudiante de Ciencias son
inmediatas a la vez que duraderas. La búsqueda del conocimiento y la prueba de los principios
químicos serán parte de su herramienta intelectual.
2. PRECAUCIONES QUE EL ALUMNO, PROFESOR Y PERSONAL DEL LABORATORIO
DEBE TOMAR PARA EVITAR RIESGOS.

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a. Usar EQUIPO DE PROTECCIÓN PERSONAL (EPP) y de conocer equipos de PROTECCIÓN
COLECTIVA.
b. Llevar una secuencia en el trabajo experimental que se conseguirá siguiendo las
indicaciones del manual y respetar ese orden hasta conseguir una disciplina.
c. Trabajar con limpieza. El espacio de su mesa debe estar delimitado. Esto se logra
poniendo una felpa blanca rectangular de 40 × 60 cm aproximadamente donde colocará
el material de vidrio ya limpio. Si termina con un experimento vuelva a lavar el material y
ordene su espacio. No coja nada del compañero de mesa ni preste pues se debe acudir al
profesor si algo requieren. La limpieza no sólo se refiere a que sus materiales o usted
estén limpios sino también que no contamine el ambiente, el desagüe, malogre tuberías.
Esto se logra botando sus desechos de los experimentos en frascos que indique su
profesor o en los basureros si son papel de filtro, sólidos y geles.
EQUIPO DE PROTECCIÓN PERSONAL
Un alumno que va a realizar un ensayo o experimento en un laboratorio de química debe tener
un equipo de protección personal que consta de las siguientes partes:
1. Mandil blanco de laboratorio.
También se le llama bata de laboratorio y existen de diferentes materiales dependiendo
del tipo de protección que se necesite. Para un alumno de primer año en química general
se usarán mandiles de algodón y como sirven para proteger piel y su ropa entonces se
usarán por debajo de la rodilla y de mangas largas.
“Un alumno que no tenga mandil no puede entrar al laboratorio.”
CUMPLIENDO LAS
NORMAS EVITAMOS
RIESGOS
• Usar mandil
• Usar lentes protectores
• Usar guantes
• Usar zapatos que cubran el
pie pero no de tela, ni tacos
• Seguir sólo las indica-
ciones del manual y del
profesor
• Limpieza y orden
en el trabajo
• No este paseando por
el laboratorio, usted
tiene su lugar

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2. Guantes de goma.
Los guantes son una barrera entre la piel y las sustancias y materiales. Hay diferentes
tipos de guantes según el material que se vaya a manipular.
Los guantes de goma o látex son para proteger de las sustancias y soluciones que caen en
la piel pero no debe usarlo para coger cosas calientes ni para prender el mechero;
también sirven si la persona presenta mucha sudoración en las manos.
Los guantes de amianto son resistentes al calor y son aislantes, aunque este material es
carcinógeno.
Para sacarse los guantes se debe tirar desde la muñeca hacia los dedos, teniendo cuidado
de que la parte exterior del guante no toque la piel. Los guantes desechables deben
tirarse en el basurero designados para ellos.
3. Lentes o gafas protectoras.
La protección ocular debe considerarse como muy importante pues en cualquier
momento se pueden producir salpicaduras de productos químicos que pueden llegar a los
ojos. Usar gafas protectoras ofrece una buena protección frontal y lateral. Además
protegen de las sustancias que a largo plazo hacen daño al organismo al estar en contacto
e ingresar por las diferentes partes del ojo. Las gafas deben ser cómodas y permitir el
trabajo de laboratorio.
4. Mascarillas
Aunque en el laboratorio de química general se acostumbra a trabajar dentro de la
campana extractora si se está en contacto con gases que se desprenden o líquidos de
gran presión de vapor que hacen daño a la salud, es de buena práctica acostumbrarse a
usar mascarillas para proteger los pulmones.

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5. Zapatos resistentes.
El zapato debe proteger la piel del pie además de permitir caminar sin caer porque el piso
del laboratorio pudiera estar mojado y con una sustancia corrosiva. También debe
proteger de posibles descargas eléctricas.
EQUIPO DE PROTECCIÓN COLECTIVA
En el laboratorio de química el profesor debe mostrar al alumno o el alumno debe solicitar ser
informado sobre los equipos de protección colectiva y su uso, que en general son:
1. Duchas: La ducha debe tener la particularidad de permitir una cantidad de agua grande
por minuto pero que no haga daño.
2. Lavaojos: Consta de un lavatorio y un caño fijo llamado cabezal. El cabezal del lavaojos
debe fijo y asegurar que el que lo usa no necesita ajustar la dirección del flujo hacia los
ojos. Naturalmente si alguien lo requiere esta en un estado de ceguera temporal por el
accidente.
3. Campanas Extractoras: Proporciona un sistema de extracción de gases
4. Extintores de incendio: equipos diseñados para apagar fuegos pequeños. Son de
diferentes tipos según la sustancia que se quema.
5. Botiquín de primeros auxilios: Es una caja conteniendo desinfectantes, gasa, esparadrapo,
pomadas para quemaduras leves y benditas o curitas. No se debe utilizar ningún
medicamento sin prescripción médica.
EQUIPO
PROTECCIÓN
PERSONAL
MANUAL GUANTES GAFAS RILLAS
MASCA
ZAPATOS
CERRADOS

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LABORATORIO 2: ESTEQUIOMETRÍA
TAREA PREVIA
1. En una tabla escriba los reactivos químicos usados en los videos. (primera
y segunda parte del laboratorio Nº2) y menciones la toxicidad de cada
reactivo.
Link: https://www.sigmaaldrich.com/spain.html , en este link puede
encontrar las hojas de seguridad de las sustancias químicas.
2. Realice el procedimiento experimental de las reacciones observados en los
videos.
3. Escriba las ecuaciones químicas que se observan en cada video.
(Reacción de precipitación, oxidación, descomposición, neutralización y
con el magnesio, etc)
Referencias Bibliográficas (Formato APA)

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ESTEQUIOMETRÍA (Parte I)
REACCIONES QUÍMICAS
1. OBJETIVOS
Observar diferentes tipos de reacciones químicas mediante la descripción de
indicadores de cambio.
Identificar Materiales de laboratorio y reactivos.
Observar actos seguros o acciones sub estándar.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Una reacción química (o cambio químico) es un proceso en el que un conjunto
de sustancias llamadas reactivos se transforman en un nuevo conjunto de
sustancias llamadas productos.
Los indicadores de los cambios químicos (son fenómenos físicos observables)
que debe notar son:
Cambio de color: Un cambio de color es una señal de que podría estar teniendo
lugar un cambio químico. Un ejemplo de una reacción que causa un cambio de
color es la oxidación del hierro. En esta reacción podemos observarla en nuestra
vida diaria y ocurre cuando el hierro reacciona con el oxígeno en presencia de
agua. El óxido de hierro que se forma es de color naranja / marrón, diferente al
color gris metálico del hierro.
Presencia de Gases: Si se produce un gas, se ha producido una reacción
química. Una clara señal de esto son las burbujas en un líquido. Esto no debe
confundirse con hervir, ya que hervir es un cambio físico.
Cambio de temperatura: Un cambio en la temperatura, ya sea un aumento o
una disminución, puede indicar que se ha producido una reacción química.
Cuando se libera energía, la reacción puede describirse como exotérmica.
Cuando se absorbe energía, la reacción se puede describir como endotérmica.
Precipitación: Es la formación de un sólido cuando se mezclan dos compuestos
diferentes que están en estado líquido (o en solución acuosa). Este sólido se
conoce como precipitado y puede caer al fondo o puede hacer que el líquido
previamente claro se vuelva turbio porque el sólido está en suspensión.
Olor notable: Si hay un olor notable después de que se haya producido un
fenómeno, esto podría indicar un cambio químico. En un laboratorio químico no
debe percibirse olores pues pueden ocasionar daños a la salud. En nuestra vida
diaria, un ejemplo de esto es la formación de leche agria o la descomposición de
algún alimento.

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3. PROCEDIMIENTO DEL LABORATORIO VIRTUAL Y DEBATE
Indicación: Observe los videos de cada reacción química seleccionada, por lo menos un
día antes del laboratorio y describa los indicadores del cambio químico y en el informe
explique como ocurre la reacción. Escriba la reacción química y discuta los diversos
fenómenos observados. Debata también si las reacciones son exotérmicas o
endotérmicas.
1. Reacciones de Precipitación:
https://www.youtube.com/watch?v=MJVwgRMbYdA
https://www.youtube.com/watch?v=Qc2pWUIzP2k
2. Reacciones con el Magnesio:
https://www.youtube.com/watch?v=dlP1Hiyf3OY&vl=es&ab_channel=Ciencia
bit%3ACienciayTecnolog%C3%ADa.
3. Deshidratación del azúcar
https://www.youtube.com/watch?v=gRYh5mrDdQs
4. Reacciones de oxidación-reducción, o redox:
https://www.youtube.com/watch?v=pG6KIMkywbQ
5. Reacción de descomposición (redox):
https://www.youtube.com/watch?v=H4AevthP6ks
6. Reacciones de Neutralización
https://www.youtube.com/watch?v=t_1Ep07yeJE

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ESTEQUIOMETRÍA (Parte II)
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
1. OBJETIVOS
• Identificar reactivo limitante y reactivo en exceso.
• Determinar la eficiencia de reacciones químicas mediante el concepto de
rendimiento.
• Reconocer materiales de laboratorio, reactivos, seguridad, montaje y
procedimiento en la realización de la reacción.
2. FUNDAMENTO TEÓRICO
La estequiometría es la parte de la química que describe las relaciones
cuantitativas entre los elementos en los compuestos (estequiometría de la
composición) y entre las sustancias cuando sufren cambios químicos
(estequiometría de la reacción). Su base la encontramos en la Ley de la
Conservación de la Materia que dice: “No hay un cambio observable en la
cantidad de materia durante una reacción química o una transformación física”.
Una reacción nuclear no es una reacción química.
Cuando en una reacción química uno de los reactivos se consume antes que los
demás, la reacción se detiene, denominándose a los reactivos sobrantes como
reactivos en exceso. El reactivo que se consume por completo se llama reactivo
limitante.
La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo
el reactivo limitante se llama rendimiento teórico. La cantidad de producto que
realmente se obtiene en una reacción se denomina rendimiento real.
El rendimiento real casi siempre es menor que el rendimiento teórico pero nunca
es mayor.
El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con
el teórico:
Porcentaje de rendimiento = RendimientoReal
x100
rendimientoTeórico
Los rendimientos teórico y real se expresan en unidades de cantidad de
productos (moles) o masa (gramos).
3. PROCEDIMIENTO VIRTUAL DEL LABORATORIO
Experimento No
1: Reacción de descomposición del clorato potásico (KClO3).

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KClO3 (s) ————> KCl (s) + 3/2 O2 (g)
Observe el video, reconozca los indicadores de la reacción, materiales, reactivos,
el armado de equipos y el procedimiento. Luego calcule el % Rendimiento.
https://www.youtube.com/watch?v=d4aZtuFQYPQ
Para realizar el experimento relativo a la descomposición del clorato potásico
(KClO3) se recogieron los siguientes datos:
1. Se pesó un tubo de ensayo de 16 x 150, limpio y completamente seco.
2. Se agregó al tubo una masa de KClO3.
3. Durante la reacción, el tubo de vidrio estuvo tapado con un tapón de jebe
mono horadado que tuvo insertado un tubo de vidrio y manguera para
paso de gases.
4. Para el calentamiento se usó Mechero de Bunsen.
5. La reacción termina cuando ya no se produce O2
Se recomienda poner atención a las conexiones de los tubos para evitar
fugas de gas además de realizar las pesadas con una aproximación de
0,001 g.
Datos Obtenidos
Para Grupo de estudiantes 1
1
Masa del tubo
11.70g
2 Masa del tubo con KClO3
12.70g
3 Masa del tubo con KCl 12.15g
1
Masa del tubo
11.70g
12.90g
1
Masa del tubo
11.70g
12.80g

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Experimento No
2: Estequiometría de una reacción de precipitación de PbI2
2KI (ac) + Pb(NO3)2(ac) ————> 2 KNO3(ac) + PbI2(S)
Observe el video, reconozca los indicadores de la reacción, materiales,
reactivos, el armado de equipos y el procedimiento. Luego calcule el %
Rendimiento.
https://www.youtube.com/watch?v=c5E4KBxqEoI
Para realizar el experimento relativo a la precipitación de PbI2 se agregó 5
mL de KI de concentración 0.12 g/mL de solución y 6 mL de Pb(NO3)2 de
concentración en exceso. Se formó un precipitado de amarillo (PbI2(s)) que se
colocó en un papel de filtro “lento” de 0.9 g y se procedió a la filtración. Los
datos obtenidos son los siguientes:
1
Masa del papel de filtro
0.90 g
2 Masa del papel de filtro con el precipitado (secos) 1.50 g

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LABORATORIO 3: TERMOQUÍMICA (Parte I)
CALOR ESPECÍFICO DE UN METAL
TAREA PREVIA
Observe atentamente el video y responda:
https://www.youtube.com/watch?v=tJjVwsNsXVw&ab_channel=Mu%C3
%B1ozTutoriales.
1.-ELABORE EL DIAGRAMA DE FLUJO PARA EJECUTAR EL
EXPERIMENTO:
2.-APLICACIÓN:
El calor específico de la plata es 0,0565 cal/gramo.grado. suponiendo que no fluye
calor hacia el medio exterior o al recipiente. Calcúle la temperatura final cuando se
sumergen 100 gramos de plata a 40 °C en 60 gramos de agua a 10 °C.
3.-APLICACIÓN:
Experimento 1: Determinar el calor Neutralización, luego la entalpía: datos
experimentales
HCl NaOH
Molaridad 1 Molaridad 1
°C 25 °C 25
°C 31,4 °C 31,4
1 Cal/g.°C
TEÓRICO -57,3 KJ/mol % ERROR =

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DEBATE O EXPOSICIÓN
EJECUTE LOS CÁLCULOS:
Experimento 1: Determinar el calor especifico del Zinc: datos experimentales
Metal Zn AGUA
Masa en gramos Masa en gramos
°C °C
°C °C
0,39 % ERROR =
Experimento 2: Determinar el calor especifico del Hierro: datos experimentales
Metal Fe AGUA
Masa en Kilogramos 2 Masa en Kilogramos 1
°C 100 °C 14
°C 29 °C 29
4,18 kJ/Kg.°C
0,48 % ERROR =
NOTA IMPORTANTE: TODAS LAS PREGUNTAS DE LA GUIA DEL
LABORATORIO DEBEN DE SER RESUELTAS Y ESCRITAS EN EL INFORME.

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TERMOQUÍMICA (Parte I)
CALOR ESPECÍFICO DE UN METAL
OBJETIVOS
Determinar la capacidad calorífica específica (c) de un metal.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO 1
Observe el siguiente video:
https://www.youtube.com/watch?v=tJjVwsNsXVw&ab_channel=Mu%C3
%B1ozTutoriales
El calorímetro es el equipo que se usará para medir las temperaturas cuando
ocurra el proceso de transferencia de calor de la sustancia caliente a la de
menor temperatura; está conformado por un vaso de poliestireno, un
termómetro y un agitador. En este caso está colocado dentro de un vaso de
vidrio (vaso de precipitado) para proteger de pérdidas de calor al ambiente
mediante una chaqueta de aire.
Responda:
a. ¿Cuál es el objetivo del experimento?
b. Explique que es calor específico y compare el calor específico de los
metales con el del agua.
c. ¿Cuáles son los materiales que se usarán?
d. ¿De dónde se deduce que el calor cedido por el Zn caliente es ganado por
el agua?
e. Realice un diagrama del proceso.
f. Escriba la ecuación que le permita calcular el calor específico del Zn.
g. Llene la tabla 1 según datos del video
h. Calcule el porcentaje de aproximación de sus resultados si el calor
específico de las tablas es 0.39 J/g-K (tenga cuidado con las unidades)
Zn AGUA
masa masa
To To
Tf Tf
c.e. c.e.
Tabla 1

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EXPERIMENTO 2
Con los datos de la tabla 2 que se muestra a continuación, calcule el calor específico
del hierro en kJ/kg-°C.
Tabla 2
Responda:
a. Presente los cálculos.
b. Busque en YouTube el experimento que mejor se adecue a estos datos y presente
el link.
c. Busque cual es el calor específico del hierro que se dan en las tablas
termodinámicas y calcule que tan eficiente es su resultado.
Fe AGUA
masa 2 kg masa 1 kg
To 100 °C To 14 °C
Tf 29°C Tf 29°C
c.e. c.e. 4.18 kJ/kg-°C

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LABORATORIO 3: TERMOQUÍMICA (Parte II)
CALOR DE NEUTRALIZACIÓN
DEBATE O EXPOSICIÓN
EJECUTE LOS CÁLCULOS:
Experimento 1: Determinar el calor Neutralización HCl y NaOH: datos
experimentales
HCl NaOH
Molaridad 1 M Molaridad 1 M
°C 18 °C 18
°C 21 °C 21
Volumen, mL 50 Volumen, mL 50
Densidad 1 g/mL Densidad 1 g/mL
-57,3 K % ERROR =
Experimento 2: Determinar el calor de Neutralización del HCl con : datos
experimentales
HCl 200 mL de solución 1,2 M
Masa de HCl Masa de 7,4
°C 20 °C 20
°C 38 °C 38
4,18 kJ/Kg.°C
NOTA IMPORTANTE: TODAS LAS PREGUNTAS DE LA GUIA DEL
LABORATORIO DEBEN SER RESUELTAS Y ESCRITAS EN EL INFORME.

Química BQU01
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TERMOQUÍMICA (Parte II)
CALOR DE NEUTRALIZACIÓN
OBJETIVOS
Determinación del calor de neutralización (ΔH Neutralización)
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO 1
Observe el siguiente video tomando apuntes del proceso, cantidades y
materiales. Debe opinar sobre las condiciones de seguridad en las que se
lleva a cabo el experimento.
https://www.youtube.com/watch?v=hli7CXKFKA8&ab_channel=PERMAN
GANATOPI
El Calor de Neutralización es el calor que se desprende cuando ocurre la
reacción de neutralización de un ácido con una base.
Responda:
i. Escriba la reacción de neutralización que involucra esta experiencia.
j. Realice un diagrama del proceso.
k. Las sustancias involucradas son electrolitos fuertes. ¿Qué significa esta
afirmación?
l. ¿Cuál es la densidad de las soluciones y su calor específico? Explique.
m. En el video se hace mención del concepto de equilibrio térmico. Explique
y diga en que momento hay equilibrio térmico.
n. Calcule el calor de Neutralización en kJ por mol de ácido neutralizado,
considerando los datos de la tabla 1
o. ¿Qué ecuación aplicará para calcular el calor de neutralización?
p. Compare su resultado con el Calor de neutralización teórico de los textos.
HCl NaOH
Molaridad 1 M Molaridad 1M
To 18 °C To 18 °C
Tf 21 °C Tf 21°C
Volumen 50 mL Volumen 50 mL
Densidad 1 g/mL Densidad 1 g/mL
Tabla 1

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EXPERIMENTO 2
Con los datos de la tabla 2 que se muestra a continuación, calcule el calor de
Neutralización (kJ/mol de ácido) que se desprende al hacer reaccionar 200 mL de
HCl 1.2 M con 7.4 g Ca(OH)2 sólido. Considere la densidad de la solución de ácido
como si fuera agua al igual que su calor específico.
Tabla 2
Responda:
d. Realice el diagrama del proceso.
e. ¿Qué ecuación va a utilizar?
f. Busque cual es el calor específico del hierro que se dan en las tablas
termodinámicas y calcule que tan eficiente es su resultado.
g. Compare su resultado con el Calor de neutralización teórico de los textos.
h. El hidróxido de calcio no es soluble en agua, ¿cómo puede ocurrir esta reacción?
HCl 200 mL de solución 1.2 M Ca(OH)2 sólido 7.4 g
To 20 °C To 20 °C
Tf 38 °C Tf 38°C

Química BQU01
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LABORATORIO 4: PROPIEDADES DE LOS GASES
TAREA PREVIA
1. Toxicidad de los reactivos iniciales que se mencionan en el video.
(https://www.sigmaaldrich.com/spain.html , en este link pueden en encontrar
las hojas de seguridad de sustancias químicas)
2. Explique brevemente la Hipoxemia y su relación con la presión parcial del
oxígeno.
3. Qué es la presión de vapor saturado y que dato se le ha brindado en la presente
guía.

Química BQU01
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PROPIEDADES DE LOS GASES
I. OBJETIVOS.
• Determinar el volumen molar de un gas a condiciones normales.
• Validar la ley de Difusión de Graham.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO
El comportamiento químico de un gas depende de su composición, pero el
comportamiento físico de todos los gases es muy similar. Un gas se expande para
llenar todo el recipiente que lo contiene porque sus partículas están aisladas
moviéndose al azar.
Para los gases tenemos las siguientes características:
• El volumen de un gas cambia significativamente e inversamente
proporcional al cambio de la presión a la cual está sometido, a una
temperatura dada.
• El volumen de un gas cambia directamente proporcional al cambio de
temperatura a una presión dada.
• Los gases tienen densidades y viscosidades bajas.
• Los gases son miscibles homogéneamente en cualquier proporción.
• Cada gas en una mezcla se comporta como si fuera el único gas presente,
cuando no hay reacciones químicas; de este modo la presión total de la
mezcla es igual a la suma de las presiones parciales.
• Diferentes gases a igual temperatura tienen la misma energía cinética
promedio por tanto las moléculas con una masa mayor tendrán una velocidad
menor.
• El volumen molar estándar de un gas es 22.4 L y es el volumen que ocupa un
mol de gas a condiciones normales o estándar. Estas condiciones son la
presión de una atmósfera y la temperatura de 0 o
C.
• La efusión de un gas es el proceso por el cual un gas escapa de su recipiente
que lo contiene a través de un pequeño orificio hacia un espacio vacío. La
velocidad de efusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su
masa molar (Ley de Graham).
• El proceso de difusión gaseosa consiste en el movimiento de un gas a través
de otro. La velocidad de difusión al igual que la de efusión, está descrita por
medio de la Ley de Graham.
• Para dos gases a presiones iguales, como NH3 y HCl, moviéndose a través de
otro gas o de una mezcla de gases como el aire, se cumple:
3
3
NH
HCl
M
M
=
HCl
NH
velocidad
velocidad

Química BQU01
24
III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Experimento No 1: Determinación del volumen molar del CO2.
https://www.youtube.com/watch?v=ozko7fkg4Ko&ab_channel=Cienciabit%3ACie
nciayTecnolog%C3%ADa.
NaHCO3 (S) + CH3COOH(ac) NaCH3COO(ac) + H2O(L) + CO2(g)
1.En un matraz de 250 mL vaciar 60 mL de vinagre (reaccionante en exceso).
2.En un papel toalla de 4 cm x 4 cm pesar 0.16 g de bicarbonato de sodio.
3.Dejar caer el papel con el bicarbonato de sodio en el matraz con vinagre.
4.El volumen de CO2 recogido sobre agua es de 44 cm3
a Temperatura= 20 °C, P =
1 atm y la Pv del agua a 20 °C = 17.54591 mmHg
Determinar el volumen molar del CO2 a condiciones normales P= 1 atm y T= 273
K) y el % de aproximación del volumen molar experimental con respecto al
teórico.
Experimento No 2: Estudio de la Ley de difusión de Graham
https://www.youtube.com/watch?v=Rf9j0ztzcs4&ab_channel=NorthCarolinaSchool
ofScienceandMathematics
1. Sostener un tubo de vidrio limpio y seco, de 36.5 cm en un soporte universal
paralelo al plano de la mesa.
2. En los extremos del tubo y de manera simultánea coloque como tapones dos
algodones impregnados uno de NH3 (ac) 15 M y el otro de HCl 12 N.
3. Manteniendo el tiempo constante, mida el espacio recorrido por esto gases hasta
el momento en que se encuentran y forman por reacción un aro blanco de
cloruro de amonio.
Si consideramos que el HCl ha recorrido la distancia x1 en el tiempo t y en el mismo
tiempo el NH3(aq) ha recorrido la distancia x2, tenemos:
Tabla 1
Datos obtenidos del experimento
Reactivos Masa molar
g/mol
Distancia
recorrida (cm)
Tiempo
empleado (s)
NH3(g) 17 24 6,38
HCl (g) 36,5 12,5 6,38
IV. CÁLCULOS
Experimento No 1: Determinación del volumen molar del CO2.
Con los datos que están en III usará las ecuaciones de los gases para determinar
el volumen molar del CO2 a condiciones normales (P = 1 atm, T= 273 K)

Química BQU01
25
Además, considere que el gas ha sido obtenido sobre agua, y que la altura de la
columna de agua es despreciable. Plantee las relaciones necesarias, usando la
siguiente figura del video:
Figura 1
Esquema del equipo usado en la obtención del gas del CO2.
Nota. Esta figura, es una captura del video:
https://www.youtube.com/watch?v=ozko7fkg4Ko&ab_channel=Cienciabit%3A
CienciayTecnolog%C3%ADa.
Algunas relaciones:
P(CO2 húmedo) = P(CO2 seco) + Pvapor H2O
✓ Además, calcule el % de aproximación del volumen molar experimental con
respecto al teórico.
Experimento No 2: Estudio de la Ley de difusión de Graham
✓ El tiempo en el que se han encontrado los gases es el mismo.
✓ Para validad la Ley de Graham en su experimento, primero deberá
encontrar la razón Velocidad del NH3/ Velocidad del HCl considerando
la raíz de las masas molares de esos compuestos.
3
1
2
1
2
3
NH
HCl
HCl
NH
M
M
x
x
t
x
t
x
velocidad
velocidad
=
=
=

Química BQU01
26
✓ Luego encuentre la razón Velocidad del NH3/ Velocidad del HCl pero
hágalo con los datos experimentales de las distancias recorridas.
✓ Finalmente compare las relaciones obtenidas y exprese en porcentaje que
tanto se acerca la relación experimental con respecto a la expresada en la
Ley de Graham.
V. REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA
http://www.scielo.org.pe/pdf/amp/v27n4/a13v27n4
Guía de Química General – Facultad de Ciencias UNI

Química BQU01
27
LABORATORIO 5: SOLUBILIDAD DE LAS SALES
Y PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
TAREA PREVIA
1. Describa gráficamente los experimentos Nº 1, 2 y 3 e indique cada uno de los materiales
devidrio y metálicos involucrados.
2. ¿Qué es una disolución? ¿Cuáles son sus componentes?.
3. Describa paso a paso el procedimiento a seguir para preparar 100 mL de una solución
acuosade NaOH 0.5M.

Química BQU01
28
SOLUBILIDAD DE LAS SALES
Y PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
I. OBJETIVO
• Calcular la cantidad de soluto necesaria para preparar soluciones líquidas cuya
composición está expresada molaridad, normalidad, molalidad, porcentaje en peso
y porcentaje en volumen.
• Calcular el volumen de solución concentrada de sustancia para preparar otra solución
más diluída.
II. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
La mayor parte de la química y de la bioquímica tiene lugar en disolución. Una disolución es una mezcla
homogénea, lo que quiere decir que es un sistema monofásico con más de un componente. Este sistema
monofásico puede ser sólido, líquido o gaseoso.
Para preparar una solución líquida es necesario familiarizarse con ciertos términos como son: Solución o
disolución: cualquier fase homogénea que tenga más de un componente.
Soluto: componente que está en menor proporción en una solución.
Solvente o disolvente: componente que está en mayor proporción en una solución.
Si el soluto es sólido se debe estimar la cantidad requerida del mismo para mezclarla con una cantidad
determinada de disolvente.
En química analítica es común determinar la cantidad de sustancia haciendo medidas de masa.
Las unidades de masa usadas son el kilogramo (kg). el gramo (g). el miligramo (mg) V el
microgramo (ng). El volumen de solución y de disolvente se expresa en litros (L) o mililitros
(mL). El litro es la unidad de volumen SI y se define como:
Para preparar una solución se requiere saber el volumen que necesita preparar; por ejemplo,
requiero preparar 250 mL de solución 0,1 M; entonces V = 250 mL = 0,250 L.
La expresión 0,1 M significa que la solución tiene 0,1 mol de soluto por litro de solución. Una
herramienta muy importante a usar es la fiola de vidrio o matraz aforado que podemos observar
en la figura.
Figura. Fiola o matraz aforado mostrando aforo

Química BQU01
29
Manera correcta de mirar el aforo.
Expresión de la Concentración de una solución acuosa:
1. Molaridad (M) o concentración molar: se define como el número de moles de
soluto por litro de disolución.
M =
sol
sto
sol
sto
V
M
w
V
n
.
=
Donde:
M : molaridad, M, mol/L
sto
n : moles de soluto, mol
sto
w : masa del soluto, g
M : masa molecular del soluto, g/mol
sol
V : volumen de la solución, L
2. Normalidad (N): se define como el número de equivalentes gramo de soluto
por litro de disolución.
Donde:
N : Normalidad, N, eq/L
eq
# : número de equivalentes del
soluto
pe : peso equivalente, g/eq
sto
w : masa del soluto, g
M : masa del soluto, g/mol
sol
V : volumen de la solución, L
 : Nº de H+
o OH-
; Nº de e-
, etc


.
.
.
.
#
M
V
M
w
V
pe
w
V
eq
N
sol
sto
sol
sto
sol
sto
=
=
=
=

Química BQU01
30
3. Porcentaje en peso (% m/m)
Es una unidad comercial, se usa para intercambiar o comercializar solutos en
solución, como es el caso del alcohol etílico, soda cáustica, pinturas,
pegamentos, etc.
% Peso de a = (masa de a/masa total) x 100
4. Porcentaje en volumen (% v/v)
Es una unidad comercial, se usa para intercambiar o comercializar solutos en
solución, como es el caso licores, en todo caso generalmente se utiliza cuando el
soluto está en estado líquido.
% Volumen de a = (volumen de a/volumen total) x 100
5. Partes por millón de masa (ppm) : gramos de soluto por millón de gramos de
solución.
6
10
x
lución
masadediso
to
masadesolu
ppm =
6. Fracción molar (X) de soluto: es la relación del número de moles de soluto al
número total de moles (soluto más disolvente), esto es partes por mol. El por
ciento molar o por ciento mol es la fracción molar expresada como disolvente.
es
molestotal
o
moldesolut
X =
Porcentaje molar (% mol) = fracción molar x 100
Solubilidad de los solutos
La solubilidad (S) de un soluto es la cantidad máxima que se disuelve en una cantidad fija de
un disolvente en particular a una temperatura específica, dado que hay presente un exceso de
soluto. Diferentes solutos pueden tener muy diferentes solubilidades. Por ejemplo, para el
cloruro de sodio (NaCl), S = 39.12g/100 mL de agua a 100.°C, mientras que para el cloruro de
plata (AgCl), S = 0.0021 g/100 mL de agua a 100.°C. Obviamente, el NaCl es mucho más
soluble en agua de lo que lo es el AgCl.
A nivel molecular, cuando un sólido iónico se disuelve. Los iones dejan el sólido y se
dispersan en el disolvente. Algunos iones colisionan ocasionalmente con el soluto no
disuelto y recristalizan. Siempre y cuando la velocidad de disolución sea mayor a la
velocidad de recristalización, la concentración de iones aumenta. Los iones del sólido
terminan por disolverse a la misma velocidad a la que los iones disueltos se
recristalizan. En este punto, aunque continúa la disolución y recristalización, no existe
un cambio adicional de concentración con respecto al tiempo. El sistema ha llegado al
equilibrio esto es, el soluto en exceso no disuelto, está en equilibrio con el soluto disuelto.

Química BQU01
31
A esta solución se le llama saturada: contiene la máxima cantidad de soluto disuelta en un
disolvente dado, a una temperatura determinada, en presencia de soluto no disuelto. Si se filtra
la solución saturada y adiciona más soluto este permanecerá sin disolverse. A una solución que
contiene menos que esta cantidad de soluto disuelto se le llama no saturada: adiciona más
soluto, y más se disolverá hasta que la solución se convierta en saturada. En algunos casos, es
posible preparar una solución que contenga más que la cantidad en equilibrio del soluto
disuelto. A tal solución se le llama sobresaturada. Es inestable con respecto a la solución
saturada, lo cual significa que si adiciona un cristal de soluto semilla o simplemente tapa el
recipiente, el soluto en exceso cristaliza
inmediatame
nte, dejando
una solución
saturada.
Acetato de sodio cristalizado de una solución
sobresaturada.
Curvas de solubilidad
A menudo puede preparar una solución sobresaturada de un soluto que tiene mayor solubilidad
a una mayor temperatura. Mientras calienta el contenido del matraz, agrega más de la cantidad
de soluto requerida para preparar una solución saturada a menor temperatura y entonces
lentamente enfría la solución. Si el exceso de soluto permanece disuelto, la solución está
sobresaturada.
Efecto de la temperatura sobre la solubilidad
La temperatura tiene un efecto muy importante sobre la solubilidad de la mayoría de las
sustancias. Por ejemplo, además de que el azúcar se disuelve más rápido en té caliente que en té
frío, se disuelve más azúcar: la solubilidad del azúcar es mayor a temperaturas más altas. Para
otros solutos la solubilidad puede ser menor. La clave de este efecto de temperatura es la
naturaleza en el equilibrio de la solubilidad. . Generalmente, la solubilidad aumenta con la
temperatura si el proceso de disolución es endotérmico (AH > 0).
Experimento No 1: Determinación de la curva de solubilidad del KNO3 por
cristalización
https://www.youtube.com/watch?v=1PXNR1LWF2w&ab_channel=Cienciabit%3ACie

Química BQU01
32
1. En 6 tubos de 200 x 28 mm, se colocaron lo siguiente :
Tubo de ensayo 1: 27 g KNO3 + 100 mL H2O(l)
2. Todos los tubos deben tener una etiqueta con información.
3. En una plancha eléctrica, se coloque un vaso de precipitado de 500 mL, se agrega 250
mL de agua de caño. Se pone el tubo 1 y se calienta todo esto (baño maria).
4. Debe disolver aproximadamente a 70 °C. Luego se apaga la plancha de calentamiento y
con el termómetro dentro del tubo se espera a ver cuando se forma el solido (cristal).
Note que es el proceso inverso a la disolución pero es la misma temperatura.
5. Para cada tubo se hace lo mismo y trabajando así se obtuvieron los siguientes datos:
Solubilidad S (g/100 g de
agua)
Temperatura de cristalización
27 15
33 20
35 25
45 30
53 35
58 40
Propuesta.
1. Diseñe una curva de solubilidad para el KNO3. En el eje de las Y la solubilidad y en el
X pondrá las temperaturas.
Pregunta: ¿Cómo puede decidir si esta curva es aceptable comparada con una curva teórica?
Luego siga según su propuesta.
Experimento No 2: Preparación de 100 mL de HCl 1M a partir de una disolución
de ácido clorhídrico concentrado. SE TRABAJA EN CAMPANA
EXTRACTORA
https://www.youtube.com/watch?v=2yRABH1eYH8&ab_channel=Cienciabit%3ACie
1. En la campana extractora encontrará HCl concentrado. Del video busque
información sobre la densidad y % de pureza. Calcule la molaridad de este
ácido.
2. Determine el volumen de la disolución ácido clorhídrico concentrado
necesario para preparar 100 mL de una disolución de HCl 1 M. Utilice la
ecuación:
Vácido concentrado x Nácido concentrado = Vácido 1M x Nácido 1M
3. Prepare una fiola de 100 mL la cual contiene aproximadamente la mitad de su
volumen con H2O.
4. Extraiga el volumen necesario de HCl y coloque esta alícuota en la fiola con
agua. Complete la fiola hasta el aforo, con agua destilada.
5. Trasvase la solución preparada al frasco adecuado y rotule indicando fórmula
y concentración. Así mismo indique fecha e iniciales de quien la preparó.

Química BQU01
33
Pregunta: ¿Cuántos mL de ácido clorhídrico concentrado necesario para preparar 100
mL de una disolución de HCl 1 M?
VIDEO DEPREPARACIÓN DE SOLUCIONES (EJEMPLO)
https://www.youtube.com/watch?v=Mq8raJfacvY&ab_channel=UniversitatPolit%C3%
A8cnicadeVal%C3%A8ncia-UPV
Experimento No 3: Preparación de 100 mL de NaOH 0,1M
1. Prepare una fiola de 100 mL limpia y enjuáguela con agua destilada.
2. En un vaso de 50 mL, limpio y seco, pese la cantidad necesaria de NaOH que
requiere para preparar. Utilice balanza analítica.
3. Inmediatamente después agréguele unos 15 mL de agua destilada, disuelva el
NaOH
4. Vierta la mezcla en la fiola de 100 mL y enrase con agua destilada. La manera
correcta es hacer deslizar el agua por encima de una bagueta sobre la fiola.
5. Mezcle bien la solución preparada
6. Vierta la solución al frasco de plástico y póngale una etiqueta indicando los datos
necesarios.
Pregunta ¿Cuántos gramos de NaOH necesita para preparar esta solución?
Balanza analítica.
Experimento No 4: Preparar una solución de 100 g al 15% en peso de azúcar
doméstica.
Disponer de un vaso de 250 mL y ponerlo en una balanza. Calcular el peso de
azúcar y agregar el azúcar pesado al vaso siempre sobre la balanza. Agregar agua
hasta completar el peso de 100 g y disolver completamente mezclando con la
bagueta.
Pregunta ¿Cuántos gramos de azúcar necesita para preparar esta solución?
Experimento No 5: Preparar una solución de 150 g al 15% en volumen de alcohol
etílico.
Disponer de un vaso de 250 mL y ponerlo en una balanza y calcular el volumen de
alcohol etílico a usar, una vez calculado, agregar el alcohol etílico medido al vaso y
agregar el resto del volumen de agua, y luego disolver completamente (agitando).
Pregunta ¿Cuántos mililitros de etanol necesita para preparar esta solución?

Química BQU01
34
Trasvase de solución a la fiola o matraz aforado.

Química BQU01
35
LABORATORIO 6: CINÉTICA QUÍMICA
TAREA PREVIA
1.- Realice un diagrama de bloques de la "reacción reloj" que se observa en el video. 1
punto.
2.- Escriba la reacción química balanceada e indicando los estados de agregación,
que se da entre el peróxido de hidrógeno y el yoduro de potasio, (reacción que se
observará en el video). 1 punto.
3.- En el video se observan muchas sustancias en la solución "A" (KI, NaCH3COO,
almidón, Na2S2O3) y en la solución "B" (CH3COOH y H2O2); explique brevemente la
función de cada uno de ellos. 1 punto.

Química BQU01
36
CINÉTICA QUÍMICA
¡Este EXPERIMENTO te hará EXPLOTAR LA CABEZA! | El Reloj de Yodo -
YouTube
I. OBJETIVOS
• Determinar el orden de la reacción del ion yoduro (I-) con el ion
peroxodisulfato con respecto a cada reactivo.
• Determinar la constante de velocidad de la reacción estudiada.
• Determinar la ley de velocidad para la reacción completa.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO
La velocidad y los mecanismos de las reacciones químicas
constituyen el campo de estudio de la cinética química o cinética de las
reacciones.
Realizar un estudio cinético es determinar el orden de la
reacción, la ecuación cinética y la energía de activación; además implica
establecer el mecanismo molecular de la transformación de reactivos en
productos. Experimentalmente se ha encontrado que la velocidad de
una reacción depende de la temperatura, naturaleza y concentración de
las especies implicadas. La presencia de un catalizador puede aumentar
la velocidad considerablemente. Mediante el análisis de la velocidad de
una reacción y de su dependencia respecto a los factores enunciados, se
puede aprender mucho sobre las etapas por las que los reaccionantes
se transforman en productos.
Reacciones con Yodo
El yodo es soluble en agua en la proporción de 0,001 moles por
litro a la temperatura ambiente. Sin embargo, en presencia de yoduros
solubles como el yoduro potásico, aumenta la solubilidad por formación
del complejo triyoduro:
2
I +
−
I →
−
3
I (1)
El ion triyoduro es el ion principal en las disoluciones de yodo,
pero por conveniencia en la representación de las ecuaciones se
escribirá normalmente I2 en lugar del complejo I3.
El yodo se puede usar como valorante en dos técnicas llamadas:
a. Yodimetría: es un método directo en el que se utiliza una disolución
patrón de yodo para valorar reductores fuertes, normalmente en
disolución neutra o débilmente ácida.

Química BQU01
37
b. Yodometría es un método indirecto en que los oxidantes se
determinan haciéndolos reaccionar con un exceso de yoduro; el yodo
liberado se valora en disolución débilmente ácida con un reductor
patrón, como tiosulfato sódico.
Estos métodos son posibles dado que el potencial normal del
sistema:
−
3
I + 2e- ═══ 3
−
I es E
o
= + 0,536 V
entonces los oxidantes fuertes oxidan el
−
I a
−
3
I y los reductores
fuertes reducen el
−
3
I - a
−
I .
Los métodos en los que interviene el yodo tienen facilidad y
sensibilidad para detectar el punto final.
En el método directo, el yodo es autoindicador; una gotita de
yodo 0,1 N le da un color amarillo a 200 mL de agua.
En los métodos indirectos se usa el almidón como indicador;
cuando se calientan en agua gránulos de almidón, estos se rompen y
originan productos de descomposición, entre ellos β-amilosa que da
lugar a un color azul intenso con yodo en presencia de yoduro. El
material coloreado es un complejo de adsorción de yodo, β-amilosa y
yoduro. El almidón debe prepararse el mismo día de uso porque se
descompone y ya no es sensible al yodo.
Una “reacción reloj” es aquella en la que ocurre un cambio de
color dramático a un tiempo, determinado por la concentración y la
temperatura. La más famosa es la reacción reloj del yodo que se
produce entre el ion yoduro y el oxidante fuerte peroxodisulfato. La
reacción completa es:
2
−
I )
ac
(
+ S 2
O 8
−
2
)
ac
(
——> 2
I )
ac
(
+ 2 SO 4
−
2
)
ac
(
(2)
Cuando se forma el I2, se consume con una cantidad fija de
tiosulfato, S2O32-, adicionado:
2
I )
ac
(
+ 2 S 2
O 3
−
2
)
ac
(
——> 2
−
I )
ac
(
+ S 4
O 6
−
2
)
ac
(
(3)
Una vez que se consume el S 2
O3
−
2
, el exceso de 2
I forma un
producto azul-negro con el almidón preparado y presente en la
solución. Debe notar que la velocidad de aparición de 2
I ,en la
ecuación (2), es igual a la mitad de la velocidad de desaparición del
S 2
O 3
−
2
, en la ecuación (3).
En el estudio cinético se tomará como tiempo cero el momento
de la mezcla, y como punto final la aparición de color azul.

Química BQU01
38
Experimento No 1: Determinación el orden de la reacción de
oxidación del ion yoduro cuando interactúa con el ion
peroxodisulfato (temperatura constante)
1. Se realiza 5 experimentos con solo mezclar las soluciones de dos
tubos de ensayo.
2. En los tubos 1A, 2A, 3A, 4A y 5A se coloca la cantidad de
peroxodisulfato potásico 0,1M que indica la Tabla de Datos.
3. En los tubos 1B, 2B, 3B, 4B y 5B se coloca KI 0,1M (según indica la
Tabla de Datos) mas 5 mL del indicador (almidón 2%) + tiosulfato
de sodio 0,0001M y además agregue H2O. Proceda en las cantidades
según la Tabla de Datos
4. Se mezclan rápidamente ambas soluciones y se toma el tiempo de la
aparición del color azul.
Tabla de Datos
Tubo 1A,
2A,3A,4A
5A
Tubo 1A,
2A,3A,4A
5A
Tubo 1A,
2A,3A,4A, 5A
Tubo 1A,
2A,3A,4A,
5A
N° de
Exper.
K2S2O8
0,1 M
(mL)
KI 0,1 M
(mL)
Almidón +
tiosulfato (mL)
H2O
(mL)
Tiempo
segundo
1 2,5 2,5 5 0,0 53.5
2 2,5 2,0 5 0,5 67
3 1,5 2,0 5 1,5 70
4 2,5 1,0 5 1,5 130
5 2,5 0,5 5 2,0 220
IV. CÁLCULOS
1. Usando el método de las velocidades iniciales debe hallar la Ley de
velocidad de la reacción. Considere la expresión general y que la
reacción en estudio es elemental:
Velocidad = k [
−
I ]
m
[S 2
O8
−
2
]
n
2. Calcule la concentración inicial de los reaccionantes considerando
los mililitros tomados de cada reactivo y el volumen total de la
mezcla que es 10 mL.
3. Calcule la concentración del tiosulfato, S 2
O 3
−
2
.
4. Calcule la velocidad de desaparición del tiosulfato considerando que
es el doble de la velocidad de aparición del yodo.

Química BQU01
39
LABORATORIO 7: pH, HIDRÓLISIS DE SALES Y
NEUTRALIZACIÓN ACIDO BASE
TAREA PREVIA
Observe el video del Laboratorio:
https://www.youtube.com/watch?v=XYe7bSsHFO0&t=135s&ab_channel=Laborat
oriodeQu%C3%ADmica-FCET-UAGRM
En la primera parte del video ha podido observar que se mide el pH de soluciones de
cuatro sales diferentes y estas son soluciones acuosas, lo que significa que se han
preparado disolviendo la sal sólida en agua y el pH del agua es 7. Explique con
reacciones químicas ¿Por qué algunas sales producen pH básico, otra ácido y otras no
cambian el pH del agua?
Explique considerando los datos del video, para:
a) NaCH3COO (Acetato de sodio) : en solución pH = 7.53
b) NH4Cl (Cloruro de amonio): en solución pH = 6.83
c) CuSO4 (Sulfato de cobre): en solución pH = 4.68
d) NaCl (Cloruro de sodio): en solución pH = 7.02

Química BQU01
40
pH, HIDRÓLISIS DE SALES Y
NEUTRALIZACIÓN ACIDO BASE
https://www.youtube.com/watch?v=XYe7bSsHFO0&t=135s&ab_channel=Laborat
oriodeQu%C3%ADmica-FCET-UAGRM
I. OBJETIVO
• Calcular la constante de hidrólisis de una solución salina y el grado de hidrólisis.
• Hacer un diagrama del proceso de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte.
II. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Propiedades ácido-base de soluciones salinas.
Los cationes de bases débiles (como el NH4
+
) son ácidos, los aniones de ácidos
débiles (como el CN-
) son básicos, y cationes metálicos pequeños altamente
cargados (como el Al3+
) son ácidos. Cuando las sales que contienen estos iones se
disuelven en agua, el pH de la solución se afecta. Puede predecir la acidez relativa
de una solución salina a partir del comportamiento del catión y/o anión para
reaccionar con agua.
A partir de la medición del pH de una solución salina se puede observar si uno de
los iones de la sal ha reaccionado con uno de los iones del agua y esta reacción es lo
que se denomina HIDRÓLISIS de la sal. Puede reaccionar un ion de la sal o ambos.
Base de los cálculos
Al conocer el pH puede calcular la concentración de [H+
] y [OH-
]. Esta
concentración es la cantidad de sal que ha producido la hidrólisis y además es igual
a la molaridad que ha disminuido la concentración inicial de sal.
Con estos conceptos se puede calcular la constante de hidrólisi y el porcentaje de
hidrólisis:
Sales Provenientes de Ácidos Fuertes y Bases Débiles
El HCl es un ácido fuerte y el NH3 es una base débil que al reaccionar forman el
NH4Cl:
HCl(ac) + NH3(ac) → NH4Cl(ac) neutralización ácido-base
NH4Cl(ac) → NH4
+
(ac) + Cl–
(ac) ionización de la sal
Este tipo de sales se hidrolizan produciendo disoluciones ácidas:

Química BQU01
41
hidrólisis de la sal
El catión de la sal cede un protón al agua, formando la base débil (de la que proviene la
sal), liberando iones hidronio, H3O+
, en consecuencia:
[H3O+
] > [OH–
]
pH < 7
Neutralización de Acido fuerte con base fuerte
El agua no es un participante esencial en todas las definiciones modernas ácido-
base pero los trabajos en el laboratorio con ácidos y bases generalmente implican el
agua. El agua es un producto en todas las reacciones entre ácidos y bases fuertes:
HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)
De igual manera si escribimos la ecuación iónica neta:
H+
(ac) + OH-
(ac) → H2O(l)
La reacción entre un ácido y una base es llamada Reacción de Neutralización. Los
estudios cuantitativos de las reacciones de neutralización se llevan a cabo por
medio de una técnica llamada “Titulación” (procedimiento analítico que permite
medir la cantidad necesaria de una solución para que reaccione exactamente con el
contenido de otra). Titular es dejar caer de una bureta, en forma gradual una
solución de concentración conocida con exactitud sobre una solución de
concentración desconocida que se encontrará en un matraz Erlenmeyer, hasta que la
reacción química entre las dos disoluciones se complete o lo que es lo mismo, que
la reacción llegue al punto de equivalencia. En el punto de equivalencia, el número
de equivalentes del ácido es igual al número de equivalentes de la base.
 equivalentes ácido =  equivalentes base
Nacido x Vácido = Nbase x Vbase
El punto de equivalencia se detecta por un cambio brusco de color de un indicador
que se ha añadido a la disolución ácido
Los indicadores ácido-base son sustancias generalmente de origen orgánico que
constituyen ácidos o bases débiles y cuyos iones conjugados tienen colores
diferentes a los de las moléculas neutras. En este tipo de titulación usaremos la
fenolftaleína que es un indicador ácido-base que en medio ácido o neutro es
incoloro, pero es de color grosella intenso en disoluciones básicas. Para
determinar el volumen de base gastado se debe considerar el primer cambio de
color del indicador, aunque sea muy tenue pero que sea persistente.

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42
II. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Experimento No 1: Constante de hidrólisis y grado de hidrólisis
1. Se pesa 1.4 g de NaCH3COO en vaso de 100 mL y se disuelve con 50 mL
aproximadamente.
2. Se agrega la solución del vaso a una fiola de 100 mL que se le llama también
matraz aforado. Se agita para homogenizar.
3. Luego se coloca la solución en vaso y se mide el pH.
Completar la tabla con los datos del video:
Para Acetato de sodio
NaCH3COOH
Masa (gramos)
Volumen de solución
(mL)
Masa Molar de la sal
Molaridad de solución
pH
Concentración inicial
de acetato
Concentración Molar
de OH-
Molaridad de acetato
hidrolizado
4. Con los datos de la tabla y conceptos teóricos, calcule la constante de hidrólisis y
el grado de hidrólisis del acetato de sodio de la concentración molar del
experimento.
Experimento No 2: Neutralización del HCl con NaOH
Se neutraliza HCl 0.1 N con NaOH 0.1 M.

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43
En base al video y la exposición del profesor, el grupo de estudiantes hará un diagrama
de flujo con simbología de bloques del proceso de neutralización, considerando en cada
bloque los pasos más relevantes.

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44
LABORATORIO 8: CELDAS GALVÁNICAS Y
POTENCIAL DE CELDA
TAREA PREVIA
1) Haga el dibujo (diseño) de una celda galvánica:
Zn(s) / Zn2+
(1M) // Fe3+
(1M), Fe2+
(1M) / C(grafito)
Especifique sus partes y calcule el potencial de celda. Escriba las
semireacciones y la ecuación iónica neta de la reacción. Proponga una
posible ecuación molecular en medio ácido para el proceso indicado.
2) Describa usando reacciones químicas, potenciales redox y un
diagrama el proceso de corrosión del hierro desde su forma
elemental hasta la herrumbre.
3) Explique elprincipio de la protección catódica y describa dos
ejemplos reales de aplicación.

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45
CELDAS GALVÁNICAS Y
POTENCIAL DE CELDA
I. OBJETIVOS
• Diseñar celdas voltaicas y determinar el potencial de celda.
• Estudiar la influencia de la concentración del conductor
iónico en el potencial de celda.
II. FUNDAMENTO TEORICO
La electroquímica es la parte de la química que trata de la relación entre la
corriente eléctrica y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía
química en eléctrica y viceversa.
Para lograr este objetivo, la electroquímica tiene dos tipos de sistemas de estudio
que son:
La celda o célula voltaica (o celda galvánica) es un sistema electroquímico en el
que por medio de una reacción espontánea (G < 0) se genera energía eléctrica.
Una celda galvánica está constituida por dos electrodos que son las piezas que
conducen la electricidad entre la celda y el medio circundante y se sumergen
dentro de un electrolito o conductor iónico. Estos dos electrodos en contacto con
el conductor iónico son llamados semicelda o simplemente electrodo. Cada
media celda debe estar comunicada por un puente salino que permita la
neutralidad de las semiceldas, y por los terminales que son alambres del mismo
material unidos a cada electrodo y a un voltímetro, y así el circuito está
completo.
Fig. Celdas Galvánicas con puente salino
Por el puente salino fluyen iones hacia la semicelda que los requieren; este
consiste en un tubito de vidrio en U que contiene generalmente un gel con una
solución de iones no reactivos.
El potencial es la tendencia de los electrones a fluir. Si dos puntos que tienen
una diferencia de potencial se unen mediante un conductor, se producirá un flujo
de corriente eléctrica. Los electrones del electrodo de mayor potencial se

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46
trasladará a través del conductor al de menor potencial y esta corriente cesará
cuando ambos puntos igualen su potencial eléctrico. La diferencia de potencial
entre los dos electrodos es el Potencial de la Celda (Ecel).
Los electrodos se clasifican en Ánodo y Cátodo según las reacciones que
ocurran en ellos; el ánodo es el electrodo donde ocurren reacciones de oxidación
y cátodo es aquel donde ocurre reacción de reducción, tanto en la celda
galvánica como en la electrolítica. En la celda galvánica el ánodo tiene signo
negativo y en la electrolítica el signo es positivo.
Por acuerdo internacional, el potencial normal de electrodo (Eo
) es un potencial
de reducción, esto significa que mide la tendencia que tiene el electrodo a
generar un proceso de reducción; bajo estas condiciones el conductor iónico
tiene una concentración 1M.
El diagrama de la celda es la notación abreviada que la describe. Por ejemplo la
celda Zn/Cu2+
, el diagrama es:
Zn(S) | Zn2+
(ac) || Cu2+
(ac)| Cu(S)
El ánodo se sitúa a la izquierda en el diagrama y las diferentes partes se separan
con una línea vertical. Las dos medias celdas se separan por el puente salino y se
emplea doble línea vertical en el diagrama.
Los celdas que tienen las condiciones diferentes a las normales, esto es, que la
concentración de los conductores iónicos no son 1M, presentaran los potenciales
diferentes a los Eo
celda y se pueden predecir mediante la ecuación de Nernst:
Ecelda = Eo
celda
nF
RT
3026
,
2
log Q
donde n es el número de electrones transferidos en las reacciones
redox, F es la constante de Faraday (96 485 −
e
de
mol
C
.
.
), R = 8.31
mol
K
J
−
, T es la temperatura absoluta y Q es el cociente de reacción.
Experimento No
1: Potencial de la celda Zn/Zn2+
//Cu2+
Cu
https://www.youtube.com/watch?v=TFIo9NTZKZ4&ab_channel=SAVUN
ISEVILLA
Responda las siguientes preguntas:
a) ¿Cuál es la concentración de los reactivos del experimento?
b) Aplique la ecuación de Nertz para encontrar los potenciales de cada media celda.
c) Identifique al ánodo y al cátodo. Explique cuál es el criterio para la
identificación.
d) Halle el potencial total de la celda y compárelo con el potencial normal de celda.

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Reacción de Reducción Eo (V)
Na+ + e- → Na -2,71
Mg2+ + 2e- → Mg -2,37
Al3+ + 3e- → Al -1,66
Mn2+ + 2e- → Mn -1,18
2H2O + 2e- → H2 + 2 OH- -0,83
Zn2+ + 2e- → Zn -0,76
Cr2+ + 2e- → Cr -0,74
Fe2+ + 2e- → Fe -0,44
Sn2+ + 2e- → Sn -0,14
Pb2+ + 2e- → Pb -0,13
Fe3+ + 3e- → Fe -0,04
2H+ + 2e- → H2 0,00
Cu2+ + 2e- → Cu 0,34
2H2O + O2 + 4e- → 4OH- 0,40
I2 + 2e- → 2I- 0,53
Fe3+ + e- → Fe2+ 0,77
O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 1,23
MnO2 + 4H+ +2e- → Mn2+ + 2H2O 1,23
Cr2O7
2- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O 1,33
Au3+ + 3e- → Au 1,50

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