Practicas laboratorio por temas química 2º bach

Prácticas de laboratorio
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Química 2º Bac
I N D I C E
1.- Introducción. ...................................................................................... 5
2.- Normativa de laboratorio. ................................................................... 5
3.- Material de laboratorio. ...................................................................... 7
Práctica 1: Preparación de disoluciones. ................................................ 13
Práctica 2: Determinación de la fórmula del cloruro de cinc. ................ 21
Práctica 3: Determinación de entalpías de reacción. Comprobación de la
ley de Hess. ......................................................................... 29
Práctica 4: El equilibrio químico. ........................................................... 39
Práctica 5: Valoraciones ácido-base. ...................................................... 47
Práctica 6: Precipitación de haluros de plata. ........................................ 57
Práctica 7: Propiedades ácido-base de algunos óxidos. .......................... 63
Práctica 8: Identificación de aldehidos y cetonas. .................................. 69
Práctica 9: Reacciones típicas de química orgánica. ............................... 75
Tablas ..................................................................................................... 81

Química 2º de Bachillerato www.100ciaquimica.net
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1.- Introducción:

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La finalidad que se persigue con la realización de estas prácticas es doble:
- Iniciar el adiestramiento del alumno en las operaciones que se realizan más
frecuentemente en un laboratorio de Química.
- Intentar relacionar las enseñanzas teóricas con experiencias que bien ilustran una
teoría o bien permiten comprobar la bondad de los modelos teóricos.
Desde los primeros días de trabajo en el laboratorio el alumno debe acostumbrarse a
ser ordenado y atento, pues la falta de estas cualidades, con frecuencia, puede llevar a errores
en los resultados experimentales, así como provocar accidentes. Es fundamental crear un
ambiente de orden y disciplina para obtener seguridad.
Durante la realización de la práctica se deben anotar todas las observaciones en un
cuaderno especial o diario de laboratorio inmediatamente después de cada experimento.
2.- Normativa de laboratorio:
1.- Se formarán grupos de trabajo antes de entrar al laboratorio. Una vez asignados los
puestos de trabajo, lo conservarás mientras duren las prácticas, y te dirigirás directamente
hacia él.
2.- El alumno será responsable de la conservación y buen funcionamiento del material
que se le entrega. Este encontrará en su puesto de trabajo el material necesario para la
realización de la práctica que deberá revisar previamente al inicio de la misma.
3.- Antes de comenzar la práctica, asegúrate de haber comprendido perfectamente lo
que debes hacer. Comprueba si tienes todo el material que necesitas.
4.- Maneja con cuidado el material. Asegúrate bien de su funcionamiento. Cualquier
falta, o rotura, deberá ser inmediatamente comunicada al profesor encargado, de forma que
pueda ser repuesta. En caso de romperse debido a una mala utilización, será repuesto por la
persona o grupo responsable.
5.- Durante la práctica evita llevar a cabo desplazamientos innecesarios, y sobre todo
procura no distraer ni jugar con los compañeros. Las imprudencias en el laboratorio pueden
acarrear daños en ocasiones muy desagradables.
6.- Si llevas el pelo largo, es conveniente que te lo recojas. No debes llevar colgando
bufandas ni pañuelos.
7.- Hay que tener en cuenta que la mayoría de los productos químicos de uso corriente
son peligrosos, por lo que es necesario que se informe previamente de los riesgos y
precauciones a tomar frente a cada uno de ellos. En caso de ingestión, derrame o cualquier
otro accidente, debe comunicarse inmediatamente al profesor encargado, para que sea este
quien decida las medidas a tomar.

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8.- Durante los experimentos se deben utilizar los reactivos en las cantidades y
concentraciones indicadas. Queda terminantemente prohibido hacer experimentos adicionales
sin el permiso del profesor.
9.- Cuando calientes productos químicos en tubos de ensayo, procura que estén
inclinados y orientados hacia zonas donde no haya ninguna persona.
10.- Para percibir el olor de una sustancia, nunca se debe aproximar el rostro al
recipiente. Utilizando la mano como pantalla es posible llevar una pequeña cantidad de vapor
hasta la nariz.
11.- Utiliza los ácidos con precaución. Los gases de la mayoría de ellos son algo
tóxicos y sobre todo irritantes. Si se derrama ácido o cualquier otro producto corrosivo, se
debe lavar inmediatamente con abundante agua.
12.- Los productos químicos sobrantes no deben devolverse a los frascos de reactivos,
con excepción de los que tienen tapón cuentagotas. Tampoco deben colocarse en contacto
directo con la mesa la superficie de ajuste de los tapones de los frascos.
13.- Los residuos sólidos y papeles de filtro, deben tirarse a la papelera. Si arrojas
algún producto en las pilas, mantén el grifo abierto durante algún tiempo.
14.- No se pueden ingerir alimentos o bebidas en el laboratorio.
15.- La falta de interés manifiesta y reiterada por parte de un alumno, será motivo de
expulsión del laboratorio.
16.- Nunca se deben tocar con las manos los productos químicos sólidos. Se usa la
espátula. Si por accidente has tocado alguno de ellos, lávate las manos.
17.- Al terminar la práctica, el alumno debe recoger el material empleado y limpiarlo,
dejándolo ordenado. También debe limpiar y ordenar la mesa de trabajo así como colocar los
taburetes en su sitio. Antes de irse, debe solicitar al profesor encargado que revise la limpieza,
orden del material y la mesa, para que autorice la salida del laboratorio.
18.- De toda práctica se realizará un trabajo monográfico que constará de los
siguientes apartados:
- Título de la práctica.
- Introducción teórica.
- Dibujo del dispositivo experimental utilizado.
- Explicación del proceso seguido para tomar datos.
- Presentación de los datos (tablas, gráficas).
- Cálculos realizados.
- Expresión del resultado.
- Conclusiones y propuesta de mejora.

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3.- Material de laboratorio.
Antes de empezar cualquier práctica de laboratorio debes conocer el material que
necesitas para realizarla. A continuación te vamos a dar una relación de los utensilios más
comunes así como su utilidad y manejo:
1.- Balanza: Sirve para pesar sustancias. La que poseemos en el laboratorio tiene una
precisión de 0,01 gr. Deberemos limpiar los platillos antes y después de usarla.
Tiene dos posiciones, según la palanca situada en la barra vertical. Cuando dicha
palanca está en su posición superior, la balanza queda
fijada, y en esa posición debemos colocar tanto los reactivos
a pesar como las pesas; y si bajamos la palanca, la balanza
queda suelta y nos indicará si los dos platillos están
equilibrados. No se deben colocar ni pesas ni productos en
los platillos cuando la palanca está en su posición inferior.
Cuando se realice la operación de pesar, procurad que no
hayan corrientes de aire en la zona ni os apoyéis en la mesa
o soporte donde esté ubicada. Para conseguir la pesada
correcta no es preciso que la aguja esté justamente en el
centro de la escala; con que oscile lo mismo a la derecha
que a la izquierda es suficiente. En el caso de que el
material cuyo peso se trata de determinar sea un objeto
limpio (por ejemplo un vaso seco), se le puede colocar
directamente en el platillo, pero si se trata de un sólido corrosivo, polvo, o líquido hay que
utilizar un recipiente adecuado (vidrio de reloj o vaso de precipitados) previamente pesado.
La balanza se debe tratar con mucho cuidado y no puede trasladarse de un sitio a otro.
2.- Pesas de balanza: Son objetos de masa perfectamente conocida que sirven para
compararla con la masa del objeto cuyo peso queremos determinar. Las hay desde 100 gr
hasta 0,01 gr; y está terminantemente prohibido tocar con las manos aquellas pesas de masa
inferior a 5 gr, ya que al ser relativamente pequeñas, la suciedad que les podemos impregnar
puede alterar la medida. Para manipularlas se utilizarán unas pinzas ubicadas en la propia
balanza.
3.- Mechero: Se utiliza para calentar, fundir o evaporar sustancias. La llama del
mechero que arde correctamente es transparente y tiene un matiz azulado. No es luminosa y
no desprende humo negro. En ella se distinguen con
claridad dos zonas. La zona interior (zona rayada) tiene una
temperatura de 300 a 350 ºC. En su parte inferior (1) tiene
lugar la descomposición del gas y en la parte superior (2)
transcurre la combustión no completa acompañada del
desprendimiento de carbono libre cuyas partículas
incandescentes despiden luz. La temperatura máxima de la
llama (hasta 1500 ºC) se alcanza en la zona casi incolora en
la cual la combustión del gas se realiza con mayor
intensidad debido a la gran afluencia de aire.
Cuando se conoce la estructura de la llama es fácil sacar la
conclusión de que al utilizar el mechero no se debe colocar el objeto en la parte inferior de la

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llama, hay que colocarlo de tal manera que la parte superior de la llama, la más caliente (3),
roce dicho objeto ligeramente. En este caso el calentamiento será más eficaz.
4.- Rejilla de amianto: Es una rejilla metálica con una capa de amianto
que es un material que soporta grandes temperaturas. La rejilla de amianto se
coloca entre el fuego y el recipiente a calentar para que no entren en contacto
directo e impida que se rompan debido a diferencias bruscas de temperatura.
5.- Mortero: La mayoría de las sustancias sólidas hay que
triturarlas previamente antes de efectuar la reacción para que ésta sea más
rápida al provocar un contacto más directo entre los reactivos. El
recipiente adecuado para hacerlo es el mortero. Los hay de vidrio y de
porcelana. Todos ellos poseen un mango (como muestra la figura) para
realizar el proceso de molienda.
6.- Tubos de ensayo: Son tubos de vidrio donde se pueden verificar y
observar reacciones químicas a escala de laboratorio. Los hay de dos tipos en
función de la calidad del material del que están construidos: los normales que
no se pueden calentar directamente al fuego y los de tipo PIREX que debido a
que en su composición tienen algo de plomo, soportan grandes temperaturas
pudiéndose calentar al fuego directo. Los hay de varios tamaños y se
identifican dando su longitud y el diámetro de su boca en milímetros. En el
laboratorio los tenemos de 4 tamaños:
pequeños: 100x10 mm.
normales: 150x15 mm.
grandes y estrechos: 200x18 mm.
grandes y anchos: 200x28 mm.
7.- Gradilla para tubos de ensayo: Es el soporte adecuado para mantener los tubos
de ensayo en posición vertical.
8.- Tapones: En ocasiones las reacciones químicas que tienen lugar en los tubos de
ensayo desprenden gases, que, o bien son tóxicos, o bien necesitamos recoger para hacer un
estudio posterior. A tales efectos existen unos tapones de goma de varios tamaños, que sirven
para cerrar los tubos de ensayo herméticamente; también los hay con 1, 2 ó 3 agujeros para
poder hacer montajes donde los gases desprendidos se puedan recoger en otro recipiente.
9.- Pinzas para tubos de ensayo: Cuando calentamos un tubo de ensayo, aunque el
vidrio es muy poco conductor del calor, no debemos sostenerlo con la mano; lo debemos
coger con unas pinzas de madera(similares a las de tender la ropa pero con uno de los mangos
más largos). Recuerda que cuando calientes tubos de ensayo con alguna sustancia en su
interior, la boca del mismo no debe estar enfocada hacia ninguno de tus compañeros.

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10.- Embudo: Los hay de dos tipos: Los embudos cónicos que
sirven para introducir líquidos en recipientes de boca estrecha o para
filtrar si se introduce en su interior un cucurucho de papel de filtro.
Normalmente son de cristal. Y los embudos Buchner que se utilizan para
filtrar a vacío con la ayuda de un matraz quitasatos (ver figura del punto
19 donde se representa el montaje para realizar este procedimiento
11.- Embudo de decantación: Es un recipiente ovalado que en un extremo tiene una
boca estrecha cerrada por un tapón y una llave de paso en el otro que se
puede abrir y cerrar a voluntad seguida de un tubo estrecho de unos 5 a 10
cm. Sirve para retener disoluciones y decantarlas donde se desee y en la
cantidad que se desee.
12.- Varilla de vidrio: Son unas varillas de unos 20 cm de longitud que se utilizan
para agitar las disoluciones ayudando a que los sólidos se disuelvan en los disolventes más
rápidamente.
13.- Cuentagotas: Se utilizan para verter gota a gota una disolución de algún reactivo
en un tubo de ensayo o cualquier otro recipiente donde se verifique una reacción. Debemos
tener la precaución de que la disolución a gotear no entre en contacto con el chupete
del cuentagotas, ya que, sobre todo si son ácidos o bases, se pueden corroer. Hay
algunos cuentagotas que tienen una pequeña escala indicando un volumen de 1 y/ó
2 ml, pero otros no. Para estos últimos, aproximadamente 30 gotas son 1 ml.
14.- Vidrio de reloj: Es un vidrio de forma cóncava que se utiliza para pesar algún
sólido corrosivo. También se puede utilizar para ver como se forman algunos precipitados de
sustancias características.
15.- Termómetros: Se utilizan para medir la temperatura. Los que tenemos en el
laboratorio tienen un rango de validez de -10 a 150ºC y una precisión de 1 ºC.
16.- Tubo en U: Es un tubo cilíndrico en forma de "U" de unos 2 cm
de diámetro que se utiliza fundamentalmente para verificar reacciones de
Oxidación-Reducción (REDOX) donde cada una de las semirreacciones
tenga lugar en cada una de las ramas.
17.- Vaso de precipitados: Son unos vasos de vidrio que
tienen una endidura para poder verter líquidos en otros recipientes con
facilidad. Normalmente se utilizan para verificar en ellos reacciones
químicas donde se produzcan precipitados (de ahí su nombre) ya que
al tener una gran superficie en su fondo, el precipitados se reparte más
uniformemente. También pueden utilizarse para calentar
disoluciones, disolver solutos en disolventes etc. La mayoría de ellos
llevan incorporada una escala para que nos sirva de orientación en la
medida de volúmenes. La precisión es escasa.

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18.- Matraz erlenmeyer: Es un recipiente de vidrio con la boca más
estrecha que el fondo y se utiliza para mezclar disoluciones que hay que agitar
para que reaccionen más rápidamente sin peligro de que se derrame su
contenido. Normalmente tiene una escala de volumen en mililitros a título de
orientación.
19.- Matraz quitasatos: Es muy
similar al anterior pero tiene un orificio a unos
2 cm de su parte superior para poder realizar
algún montaje donde se puedan extraer los
gases que se produzcan en su interior.
También sirven para filtrar disoluciones, y el
orificio se utiliza para crear una depresión en
el interior del recipiente (mediante corrientes
de agua fundamentalmente) para que el
filtrado sea más rápido y eficaz. El montaje es
el que muestra la figura de la izquierda.
20.- Matraz aforado: Es un utensilio de medida de volúmenes de
mucha precisión. Están formados por un recipiente de vidrio con una tubo
estrecho en la parte superior en el que hay una muesca indicando con
exactitud la capacidad del aforado. El tubo superior es estrecho para que el
error que se pueda cometer sea lo más pequeño posible. A la hora de enrasar
hay que tener en cuenta que los líquidos suelen forman meniscos, por lo
que, para una medición correcta, la parte central del menisco debe ser la que
marque el enrase. También sabemos que el vidrio es un material que se
dilata y se contrae en función de la temperatura, por lo cual, en el mismo
vidrio, está indicado el rango de validez de temperatura del matraz aforado
en cuestión. Se utilizan para preparar disoluciones de concentración
perfectamente conocida.
21.- Probetas: Se utilizan para medir volúmenes de líquidos.
Pueden ser de plástico o de vidrio, pero todas suelen ser estrechas para
que en error que se pueda cometer en la medida sea pequeño. A la hora
de medir dicho volumen, también hay que tener en cuenta el menisco
que puedan formar los líquidos.
22.- Pipetas: Tubo graduado de cristal que sirve para trasvasar líquidos en pequeñas
cantidades de un recipiente a otro. Las hay de tres tipos: de doble enrase (tienen un enrase
inicial y otro final entre los cuales está contenido el volumen indicado); de simple enrase (sólo
tienen un enrase inicial y hay que dejarlas vaciar al completo para
verter el volumen indicado), en este tipo de pipetas no se debe
soplar para extraer la última gota que queda, ya que, esa pequeña
cantidad de líquido que se queda no está contemplado en el volumen señalado; graduadas
(tienen una escala graduada en ml para poder verter la cantidad de líquido que nosotros
deseemos) pueden ser desde 0'1 ml hasta 10 ml. Tampoco se debe soplar para vaciarlas al
completo.

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23.- Prepipetas: El llenado de las pipetas se hace introduciendo uno de sus extremos
en el líquido y succionando por el otro. Este proceso puede entrañar cierto riesgo si el líquido
a pipetear es peligroso. Para solucionar el problema se utilizan las prepipetas que son como
unas peras de goma con tres válvulas. La parte superior de la pipeta se introduce en el extremo
inferior de la prepipeta y se sigue el siguiente proceso: apretamos la pera y la válvula A para
extraer parte del aire de su interior; introducimos el extremo inferior de la pipeta en el líquido
a pipetear y se presiona de la válvula S entrando entonces el líquido en su interior. Cuando el
nivel es el deseado, se deja de presionar la válvula S. Posteriormente se extrae la pipeta del
líquido y se presiona de la válvula A hasta que desaparezca el vacío de aire que hay dentro de
la pera y finalmente se lleva la pipeta hasta el recipiente donde se desee verter el líquido y
presionando de la válvula E, empieza a descender.
24.- Pipetas de Pasteur: Son unos tubos de vidrio que por uno de sus extremos son
muy estrechos (tubo capilar) y en el otro extremo se suele colocar un chupete de un
cuentagotas. No están graduadas por lo tanto no sirven para medir volúmenes. Se utilizan
fundamentalmente para enrasar en los matraces aforados con mayor facilidad y exactitud y
para coger pequeñas cantidades de cualquier disolución.
25.- Buretas: Son unos tubos de vidrio estrechos y graduados con una precisión de
décimas de mililitro con una llave en su extremo inferior. Se utilizan para realizar
valoraciones, es decir, cuando se quiere determinar el volumen exacto que se requiere de una
disolución para reaccionar con otra disolución problema con la
ayuda de indicadores. Hay que tener la precaución, antes de
utilizarla, de llenar también con la disolución el volumen de
bureta que hay desde la llave hasta su extremo inferior. La llave
de la bureta, permite desde verter el líquido con una caída continua hasta gota a gota. Una vez
se ha terminado de utilizar, se debe limpiar a fondo y dejarla secar cogida con una pinza de
bureta en posición invertida y con la llave abierta.
26.- Pinzas de bureta: Son una pinzas metálicas
confeccionadas con la única misión de sostener en posición vertical las
buretas. Aunque dichas pinzas cogen con fuerza a la bureta, la presión
que se ejerce sobre el vidrio es pequeña al tener poca superficie de
contacto e impide que estas se rompan.
27.- Aparato de destilación: Sirve para destilar
disoluciones. Es un aparato de vidrio que lleva en su interior
otro tubo, también de vidrio, por el que circula la disolución a
destilar y por la parte exterior se hace pasar agua en
contracorriente de manera que haya un intercambio de calor (la
disolución en estado gaseoso, ya que se está hirviendo se enfría
y el agua se calienta). En la figura dela izquierda tenemos un
montaje de un aparato de destilación.
28.- Cucharilla espátula: Son unas cucharillas que pueden ser
metálicas o de porcelana y que se utilizan para coger productos sólidos de
sus recipientes para pesarlos, disolverlos o realizar cualquier otra operación.

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29.- Nuez: Artilugios metálicos que sirven para unir dos
utensilios (varillas, pinzas, etc.) de forma perpendicular.
30.- Escobilla: Se utilizan para limpiar los tubos de ensayo y demás
utensilios utilizados en la práctica. Para lavar correctamente se debe hacer con agua
y jabón y posteriormente aclarar al menos tres veces. Para concluir se enjuagará un
poco con agua destilada.
PRÁCTICA Nº 1
Obtención de disoluciones de concentración
perfectamente conocida. Disoluciones patrón.

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1.- Introducción.
Cuando tiene lugar una reacción química, normalmente no se mezclan los reactivos en
estado sólido, sino que se disuelven para que, al ser el contacto más intimo, la reacción tenga
lugar a mayor velocidad. Por ese motivo, las disoluciones en química se utilizan con mucha
frecuencia.
Las disoluciones se definieron en el tema 1 como una mezcla homogénea, es decir que
dicha mezcla debe tener las mismas propiedades y la misma composición en todos sus puntos,
y las más frecuentes son las de sólido/líquido (solutos disueltos en un líquido que
normalmente es agua).
Para poder medir la cantidad de soluto que hay disuelto en un determinado volumen de
disolvente se utiliza la concentración de una disolución. Hay varias formas de expresar dicha
concentración, las más importantes son:
a) Tanto por cien en peso (%): gramos de soluto presentes en 100 gramos de
disolución.
b) Molaridad: moles de soluto que hay en un litro de disolución.
c) Gramos por litro (gr/l): gramos de soluto presentes en un litro de disolución.
d) Molalidad (m): moles de soluto presentes en un Kilogramo de disolvente.
2.- Objetivo de la práctica.
En esta práctica pretendemos preparar dos disoluciones de una concentración
perfectamente conocida. Una de ellas será de un soluto sólido (hidróxido sódico) y la otra de
un soluto líquido (ácido acético).
No sólo se desea obtener estas dos disoluciones sino que se aprenda a manejar con
soltura y con toda la precisión posible los aparatos de medida necesarios, siendo meticulosos
en todos los procesos a realizar.
3.- Material a utilizar.
El material utilizado en esta práctica de laboratorio es el siguiente (hacer un dibujo de
cada uno de los utensilios empleados así como una relación de los productos químicos
utilizados):

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4.- Realización de la práctica.
4.1.- Preparación de una disolución 0'1 M de NaOH.
En la mesa de laboratorio que te han asignado tendrás un matraz aforado de un
volumen determinado. Vamos a preparar dicho volumen de una disolución 0'1 M de hidróxido
sódico (NaOH).
Volumen del matraz aforado = ....................... ml
Realiza los cálculos necesarios para averiguar los gramos de hidróxido sódico que se
necesitan:
Debes pesar lo más rápidamente posible el hidróxido sódico ya que absorbe con
mucha facilidad la humedad del aire, por lo que si no te das prisa en pesarlo, cometerás mucho
error, ya que no sólo pesas NaOH sino también la humedad que ha podido coger. Ante todo,
mantén abierto el bote de hidróxido sódico el menor tiempo posible.
No es necesario que la cantidad que se pese sea exactamente igual a la calculada
anteriormente. Lo que si que es necesario es que siendo aproximadamente la calculada, se
conozca exactamente la que hay.
Como el hidróxido sódico es un sólido corrosivo, para pesarlo debes ayudarte de un
vidrio de reloj.

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Peso del vidrio de reloj = ..................... gr
Peso del vidrio de reloj más NaOH = .................... gr
Peso del hidróxido sódico = ..................... gr
Introduce la cantidad de hidróxido pesada en un vaso de precipitados y disuélvela en
un poco de agua destilada (un volumen inferior al del matraz aforado, evidentemente) con la
ayuda de una varilla de vidrio. Posteriormente vierte la disolución en el matraz aforado con la
ayuda de un embudo. No debes olvidar enjuagar 3 veces el conjunto del vaso de precipitados y
la varilla de vidrio utilizada con agua destilada y verter también las aguas de lavado en el
matraz aforado. Realiza la misma operación para el embudo que has utilizado.
Una vez concluida la disolución con todas las aguas de lavado de los instrumentos que
se han utilizado (para tener la completa seguridad de que toda la sosa pesada está en el interior
del matraz aforado) sólo nos queda enrasar (añadiendo más agua destilada) con la ayuda de
una pipeta de Pasteur. Hay que tener en cuenta que para que el enrase sea correcto, la parte
central del menisco (la inferior en el caso de esta disolución) es la que debe quedar a la altura
de la marca del matraz aforado.
Con todo este proceso seguido, si hemos sido meticulosos, podremos tener la
seguridad de que:
Molaridad de la disolución = ........................... M
Sólo nos queda tapar el matraz aforado y agitarlo para homogeneizar toda la
disolución.
4.2.- Preparación de una disolución 0'1 M de CH3COOH.
El vinagre comercial es una disolución de ácido acético. Supondremos que toda la
acidez del vinagre es debida al ácido acético que contiene (lo que no es rigurosamente cierto).
Busca en la etiqueta de la botella de vinagre que estamos utilizando los siguientes
datos:
densidad del vinagre = ...................... gr/cc.
% de ácido acético en el vinagre = ...................... %
y también con el dato:
Volumen del matraz aforado = ...................... ml

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podemos determinar los ml de vinagre que hay que coger para que al diluirlos con el volumen
del matraz aforado tengamos una concentración 0'1 M de ácido acético. Realiza los cálculos:
si redondeamos el resultado final:
Volumen de vinagre que hay que coger = .................... ml
El proceso a realizar será: Pipetea el volumen de vinagre calculado con la ayuda de
una prepipeta (no succiones directamente con la boca) e introdúcelo a través de un embudo en
el matraz aforado. Como en el apartado anterior, enjuaga con agua destilada todo el material
utilizado tres veces y vierte esas aguas de lavado también en el matraz aforado. Enrasa con la
pipeta de Pasteur.
Como el entre el volumen calculado y el que realmente hemos medido hay ligeras
diferencias, vuelve a calcular la concentración de la disolución de ácido acético:

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concentración de ácido acético = ........................... M
Al igual que antes, sólo nos queda tapar el matraz aforado y agitarlo para
homogeneizar toda la disolución.
5.- Conclusiones.
Como conclusión a esta práctica de laboratorio contesta a las preguntas y cuestiones
que se te formulan a continuación:
a) ¿Por qué se lavan todos los aparatos utilizados tres veces con agua destilada y se
recogen las aguas de lavado?
b) Los meniscos pueden ser de dos formas. Dibújalos e indica al menos un tipo de
líquido que provoque cada uno de los meniscos.
c) Busca en la información que nos da la etiqueta de una botella de vinagre su
composición.
d) ¿Por qué redondeamos el volumen de vinagre que hemos calculado en el apartado
4.2 de la práctica?
e) ¿Por qué no hace falta enjuagar la pipeta de Pasteur que se ha utilizado?
f) Explica el funcionamiento de la prepipeta.
Contesta en estas hojas en blanco a todas las cuestiones planteadas:

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PRACTICA Nº 2
Determinación experimental de la fórmula
química del cloruro de cinc.

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1.- Introducción.
a) concepto de mol: Un mol de un elemento es el número de Avogadro de átomos de
dicho elemento y tiene una masa igual a su peso atómico expresado en gramos, ya que por
definición:
número de Avogadro . 1 uma = 1 gramo
Si se tratase de un compuesto en lugar de un elemento, un mol sería el número de
Avogadro de moléculas de dicho compuesto y tiene una masa igual a su peso molecular
expresado en gramos.
b) Significado de una fórmula química: Una fórmula química indica la relación en que
están los átomos de determinados elementos en un compuesto químico. Por ejemplo, en la
fórmula MX se indica que por cada átomo de X hay otro de M, es decir, que la relación es 1:1.
Dicha relación también se cumple en moles, es decir que, por cada mol de X habrá otro mol
de M.
c) Ley de Dalton de las presiones parciales: La presión parcial de uno de los
componentes de una mezcla de gases es la presión que ejercería ese componente si estuviese
sólo en el mismo volumen y alas mismas condiciones de presión y temperatura. Por ejemplo,
si consideramos una mezcla formada por dos gases A y B, y que los gases tienen un
comportamiento ideal, podremos afirmar que:
PA .V = nA .R.T
de donde:
nA.R.T
PA =
V
y para los demás componentes de la mezcla obtendríamos expresiones análogas, con lo que:
nT.R.T (nA + nB ).R.T nA.R.T nB.R.T
PT = = = +
V V V V
PT = PA + PB
en general, para una mezcla de varios gases, podemos enunciar la ley de Dalton como "la
suma de las presiones parciales de todos los componentes gaseosos de una mezcla es igual a la
presión total del sistema".

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d) Obtención de Hidrógeno a escala de laboratorio: Los metales alcalinos reaccionan
violentamente con el agua en frío, formando el hidróxido correspondiente y desprendiendo
hidrógeno:
K + H2O K(OH) + H2
no obstante el proceso más cómodo para la obtención de hidrógeno en el laboratorio es la
reducción de un ácido mediante un metal de carácter débilmente reductor (Fe, Zn, Al) con el
fin de que la reacción pueda controlarse. El cinc es quizá el metal más usado ya que produce
un adecuado caudal de hidrógeno según la reacción:
2 H3O+
+ Zn Zn+2
+ H2 + 2 H2O
La finalidad de la práctica es determinar la fórmula química del cloruro de cinc de
forma experimental por medición del volumen de hidrógeno (a unas determinadas condiciones
de presión y temperatura) que se desprende cuando reacciona una disolución acuosa de
cloruro de hidrógeno con cinc en polvo.
3.- Material utilizado.
utilizados):
a) Pesar exactamente una cantidad de Zn de entre 0'1 y 0'15 gr con la ayuda de un
vidrio de reloj:
Peso del vidrio de reloj = ...................... gr
Peso del vidrio de reloj más el cinc = ...................... gr

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Peso del Zn = ...................... gr
b) Preparar 250 cc. de una disolución de cloruro de hidrógeno 2 M (aproximadamente)
a partir de cloruro de hidrógeno concentrado de densidad 1'19 gr/cc. y de un 37'5 % de
riqueza. Los cálculos realizados son los siguientes:
c) Llenar una probeta de agua e invertirla sobre un recipiente con agua tal y como
muestra la figura 1, asegurándose de que no queda ninguna burbuja de aire atrapada en la
probeta.
d) Preparar un tubo acodado y disponer el tapón tal y como muestra la figura 1. El
tapón debe ajustar bien en el tubo de ensayo en el que vayamos a disponer los reactivos.
e) Poner en el tubo de ensayo el Zn y a continuación unos 20 cc. de la disolución de
HCl 2 M que hemos preparado. Cerrar inmediatamente el tubo de ensayo. Hay que tener la
precaución de que el extremo del tubo acodado debe quedar por encima del nivel de la
disolución.
f) Anota todo lo que observes durante la reacción:

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g) Una vez reaccionado todo el Zn, variar la altura de la probeta de modo que el nivel
del agua sea el mismo dentro y fuera de la probeta; de esa manera se consigue (según el
principio fundamental de la hidrostática) que la presión en el interior de la probeta sea iguala
la que hay en el exterior y que podemos determinar con facilidad.
PA - PB = d.g.h PA - PB = d.g.h = 0
PA ≠ PB PA = PB
de modo que consiguiendo la situación de la figura 3, midiendo la presión que existe en el
laboratorio con un manómetro cualquiera podremos determinar la presión a la que estará el
gas dentro de la probeta.
h) Anotar el volumen de gas que ha desplazado al agua:
..................... c.c. = ............................ litros
i) Anotar la temperatura a la que se realiza el experimento:
.................. º C = ........................ K
j) Anotar la presión a la que se realiza el experimento:
.................... mm Hg = ...................... atm.

25
k) Pero el gas recogido en la probeta será una mezcla de hidrógeno y vapor de agua, ya
que los gases recogidos sobre agua son siempre "gases húmedos". Necesitamos, por tanto, la
presión del vapor de agua a la temperatura de trabajo que podemos obtener de la tabla que se
adjunta al final:
Presión vapor de agua = ........................ mmHg = ...................... atm
se debe cumplir que:
PH2 + Pvapor de agua = Pb = PA = PLaboratorio
entonces:
PH2 = PLaboratorio - Pvapor de agua
PH2 = ..................... - ........... = ........................ atm
5.- Cálculos a realizar.
a) Calcular el número total de moles de hidrógeno que se han desprendido aplicando la
ecuación de los gases perfectos.
PH2 . V
P.V = n.R.T nH2 =
R. T
............ . ...........
n = = ..................... moles de H2
0'082 . .............
b) Calcula el número de moles de cloro que han intervenido en la reacción. Debes
tener en cuenta que todo el Hidrógeno obtenido proviene del cloruro de hidrógeno. También
debes tener presente que la molécula de hidrógeno es diatómica. Escribe la ecuación de la
reacción química que se ha producido ya que puede ayudarte mucho a realizarlos citados
cálculos.

26
c) Cálculo del número de moles de Zn introducidos inicialmente en la reacción (el
peso atómico del Zn es de 65,37 umas):
d) Cálculo de la fórmula del cloruro de Zn.
6.- Conclusiones.
a) Como sabrás, la fórmula del cloruro de cinc (que es la sal que se forma en esta
reacción) es ZnCl2. ¿Qué causas crees tú que han provocado la diferencia con el resultado
obtenido?. Calcula el % de error.
b) Supón que por dificultades del montaje experimental no se puede nivelar el agua
dentro y fuera de la probeta, de modo que el nivel de agua por su parte interior queda 5 cm.
más alto (figura 2). Si la presión atmosférica es de 760 mmHg, muestra las consideraciones y

27
los cálculos que tendrías que realizar para calcular la presión del hidrógeno dentro de la
probeta.
c) ¿Por qué no hace falta conocer con toda exactitud la concentración de cloruro de
hidrógeno? ¿Qué hubiese sucedido si la disolución de HCl estuviese más concentrada (3 M,
por ejemplo)?. ¿Se habría desprendido más hidrógeno?
d) ¿Qué volumen de Hidrógeno debería haberse desprendido en la reacción a la
Temperatura y Presión del experimento para que nos hubiese salido la fórmula correcta?
e) ¿Por qué no se tiene en cuenta el hidrógeno que queda en el interior del tubo de
ensayo?

28
PRÁCTICA Nº 3
Calor de reacción entre el NaOH y el HCl.

29
1.- Introducción.
Sabemos que a presión constante el calor que desprende una reacción coincide con su
variación de entalpía. Nosotros en el laboratorio, vamos a medir el calor desprendido en la
reacción de neutralización entre una disolución de NaOH y otra de HCl, que como se
producirá a la presión atmosférica coincidirá con la variación de la entalpía de la reacción:
NaOH + HCl + H2O NaCl + 2 H2O
es decir:
Na+
(ac) + OH-
(ac) + H3O+
(ac) + Cl-
(ac) Na+
(ac) + Cl-
(ac) + 2 H2O
Al ser el NaOH una base fuerte y el HCl un ácido fuerte, ni el catión sodio ni el anión
cloro reaccionarán con el agua de tal manera que la reacción estudiada se podría esquematizar:
OH-
(ac) + H3O+
(ac) 2 H2O (l)
y el mismo resultado se habría obtenido en otra disolución de cualquier base fuerte con
cualquier ácido fuerte.
La práctica podría completarse si medimos la entalpía de estas tres reacciones:
a) NaOH (s) NaOH (ac)
b) NaOH (s) + HCl (ac) NaCl (ac)
c) NaOH (ac) + HCl (ac) NaCl (ac)
Como también sabemos, por un criterio termodinámico de signos, si la temperatura de
la disolución disminuye el incremento de la entalpía será positivo, mientras que si aumenta
será negativo.
Para que esta práctica salga bien habría que proceder en primer lugar al calibrado del
calorímetro. En nuestro caso se usa como calorímetro un vaso de precipitados. Para calibrarlo
se procederá del siguiente modo: se añaden 100 cc. de agua destilada al calorímetro y se mide
la temperatura. Luego se añaden otros 100 cc de agua previamente calentados a 45 ºC y se
mide la temperatura que alcanza la mezcla.
Por un balance energético (aplicando la ecuación Q = m.Cp.∆T) se calcula la
temperatura teórica que debería haber alcanzado la mezcla y se compara con la que realmente
ha alcanzado. Así puede calcularse el calor absorbido por el calorímetro, termómetro etc. por

30
cada grado centígrado. A este valor se le llama equivalente del calorímetro. Sin embargo,
nosotros procederemos de otra manera que a continuación detallaremos.
La finalidad de esta práctica es calcular la entalpía de las tres reacciones expuestas en
la introducción y con ellas comprobar que se cumple la ley de Hess.
utilizados):
4.1.- Cálculo de la entalpía de la reacción a):
Para la reacción a) se disolverá una cantidad exacta de NaOH (aproximadamente 1 gr)
en 50 cc. de agua y se hallará su entalpía de disociación en cal/mol. Hay que pesar las lentejas
de NaOH con mucha rapidez, ya que absorben mucho la humedad del aire; de lo contrario, el
peso obtenido no sería sólo de NaOH sino también del agua absorbida. El proceso a seguir
sería:
Peso del vidrio de reloj = ....................... gr
Peso del vidrio de reloj más la NaOH = ....................... gr

31
Peso del NaOH = ....................... gr
Masa total de la disolución = ....................... gr
Peso del vaso de precipitados = ....................... gr
Temperatura inicial del agua = ...................... ºC
Temperatura final de la disolución = ...................... ºC
para calcular el calor desprendido en la reacción se utilizará la expresión:
Q = m.Ce.(Tf-To)
donde la masa debe estar en gr, el calor específico en cal/(gr.ºC), la temperatura en ºC y el
resultado nos dará en calorías.
Como si aumenta la temperatura de la disolución, también se calentará el vaso de
precipitados a la misma temperatura, habrá que conocer su masa y aplicar la ecuación para
ambos de tal manera que el calor desprendido por la reacción será la suma del absorbido por
la disolución y por el vidrio del vaso de precipitados.
Los datos necesarios para aplicar las ecuaciones son:
Ce agua = 1 cal/gr.ºC ; Ce vidrio = 0'2 cal/gr.ºC
Entonces:
Q (disolución) = .......... . 1 . ( ..... - ..... ) = .................. cal
Q ( vidrio ) = ......... . 0'2 . ( ..... - ..... ) = ................ cal
Q (total ) = Q (disolución) + Q (vidrio) = ...................... cal
como el calor absorbido por la disolución y el vidrio es el desprendido por la reacción y ya
que la reacción se ha producido a presión constante, se cumplirá que:
∆∆∆∆H = - Q (total) = ............................... cal
pero éste, es el calor desprendido en la disolución de ...................... gr de NaOH. Si queremos
saber el calor desprendido por un mol (40 gr) será:
................... gr de NaOH .................. cal
x = ..................... cal
40 gr de NaOH x cal

32
luego: ∆∆∆∆H = .................................. cal/mol
4.2.- Cálculo del calor desprendido en la reacción b):
Para la reacción b):
NaOH (s) + H3O+
(ac) + Cl-
(ac) Na+
(ac) + Cl-
(ac) + 2 H2O (l)
pesamos una cantidad exacta de NaOH (aproximadamente 1 gr) y lo disolvemos en 30 cc. de
una disolución de HCl 2 M que previamente hemos preparado.
El proceso a seguir sería:
Peso del vidrio de reloj = .......................... gr
Peso del vidrio de reloj más la NaOH = .......................... gr
Peso del NaOH = .......................... gr
Masa total de la disolución = .......................... gr
Peso del vaso de precipitados = .......................... gr
Temp. inicial de la dis. de HCl = ......................... ºC
Temperatura final de la disolución = ......................... ºC
Número de moles de NaOH = ......................... moles
Número de moles de HCl = ......................... moles
como se observa, sobrará HCl, es decir que tenemos la completa seguridad de que todo el
NaOH va a reaccionar. Calculando el calor desprendido de la misma forma que para la
reacción a) tenemos:
Q (disolución) = .......... . 1 . ( ..... - ..... ) = .................. cal
Q ( vidrio ) = ......... . 0'2 . ( ..... - ..... ) = ................ cal
∆∆∆∆H = - Q (total) = ............................... cal

33
pero éste, es el calor desprendido en la disolución de ...................... gr de NaOH. Si queremos
saber el calor desprendido por un mol (40 gr) será:
................... gr de NaOH .................. cal
x = ..................... cal
40 gr de NaOH x cal
luego:
∆∆∆∆H = .................................. cal/mol
4.3.- Cálculo del calor desprendido en la reacción c):
Para la reacción c):
Na+
(ac) + OH-
(ac) + H3O+
(ac) + Cl-
(ac) Na+
(ac) + Cl-
(ac) + 2 H2O(l)
se hacen reaccionar 50 ml de una disolución 2 M de NaOH con 30 ml de una disolución de
HCl 2 M que previamente habremos preparado. Las dos disoluciones por separado deben
tener aproximadamente la misma temperatura.
Así como en la reacción c) cualquier otro ácido fuerte y base fuerte habrían dado el
mismo resultado (porque lo único que reacciona son los protones y los grupos oxidrilo), ni en
la reacción a) ni en la b) se habría obtenido el mismo resultado si cambiamos los reactivos. El
proceso a seguir sería:
Peso del vaso de precipitados = ........................ gr
Masa total de la disolución = ........................ gr
Temp. inicial de las disoluciones = ....................... ºC
Temperatura final de la disolución = ....................... ºC
Número de moles de NaOH = ....................... moles
Número de moles de HCl = ....................... moles
Q (disolución) = .......... . 1 . ( ..... - ..... ) = .................. cal

34
Q ( vidrio ) = ......... . 0'2 . ( ..... - ..... ) = ................ cal
∆∆∆∆H = - Q (total) = ............................... cal
reaccionarán ................ moles de NaOH con ................. moles de HCl y sobrarán ................
moles de ..................
.............. moles de NaOH ............. cal
x = ..................... cal
1 mol de NaOH x cal
luego: ∆∆∆∆H = .................................. cal/mol
5.- Comprobación experimental de la ley de Hess.
Comprueba que la reacción b) es la suma de las reacciones a) y c):
luego:
entalpía de la reacción a) ....................... cal/mol
entalpía de la reacción c) + ................. ... cal/mol
....................... cal/mol
que debe coincidir con el valor de la entalpía obtenido para la reacción b):
Calcula el error que se ha cometído:

35
% error = ........................ %
6.- Conclusiones.
a) ¿Por qué hay que pesar lo más rápidamente posible el hidróxido sódico si luego hay
que mojar las lentejas al disolverlo con agua?
b) La entalpía de la reacción b) sale mucho más alta que la de la reacción c); ¿a qué
crees tú que puede ser debido?
c) Teniendo en cuenta que los valores reales de las entalpías de las reacciones
estudiadas son:
reacción a) - 10.000 cal/mol
reacción b) - 25.000 cal/mol
reacción c) - 15.000 cal/mol
calcula el error real que se ha cometido.
d) Analiza las posibles causas de la existencia de este error.
e) Pesa exactamente una cantidad aproximada a 1 gramo de tiosulfato sódico y
disuélvelo en 30 cc. de agua. Determina por el mismo procedimiento la entalpía de dicha
disolución. ¿Será un proceso endotérmico o exotérmico?

36

38
PRACTICA Nº 4
Estudio de la reversibilidad de algunas
reacciones químicas. Principio de Le Chatelier.

39
1.- Introducción.
Muchas reacciones químicas tienen lugar disminuyendo la concentración (o la masa)
de las sustancias reaccionantes y terminan cuando prácticamente, se ha consumido la sustancia
limitante de la reacción. Estas reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, muy
frecuentemente, la reacción "se paraliza" permaneciendo en equilibrio una mezcla de
productos de reacción y reactivos no consumidos. Se dice entonces, que el proceso es
reversible y que hay una evolución en ambos sentidos hasta alcanzar dicho equilibrio, en el
cual la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa.
Hay reacciones muy lentas y que aparentemente no ocurren, pero las elegidas en esta
práctica, transcurren en tiempos muy pequeños y pueden observarse inmediatamente los
efectos que el cambio de concentración en los reactivos o productos, o de la temperatura,
tienen sobre el equilibrio alcanzado.
El comportamiento observado responde a un principio general que fue establecido en
1884 independiente y simultáneamente por F. Brauny H. Le Chatelier. El texto tal y como fue
enunciado por Le Chatelier establece que "una reacción química que es desplazada del
equilibrio por un cambio de las condiciones (concentración, temperatura, presión, volumen)
evoluciona hacia un nuevo estado de equilibrio en la dirección en la que, al menos
parcialmente, compense el cambio experimentado".
2.- Objetivos de la práctica.
Esta práctica tiene tres objetivos fundamentales:
a) Observar algunas reacciones químicas interesantes y coloreadas que son ejemplos
de sistemas en equilibrio.
b) Manipular dichos equilibrios introduciendo cambios de concentración o de
temperatura.
c) Comprobar que la dirección del desplazamiento de la reacción en equilibrio tiende,
al menos parcialmente, a contrarrestar los cambios en las condiciones de acuerdo con lo
previsto por el Principio de Le Chatelier.
utilizados):

40
4.- Procedimiento experimental.
4.1.- Efecto de la concentración sobre el equilibrio.
a) Equilibrio de Indicadores ácido-base:
Una gran parte de los indicadores son ácidos o bases débiles, cuya ecuación de
disociación puede escribirse como:
HIn + H2O In-
+ H3O+
En el caso de la fenolftaleina la forma ácida (HIn) es incolora y a un pH
aproximadamente de 9, cambia a la forma básica (In-
) de color rojo.
Con objeto de observar los efectos de ácidos y bases sobre indicadores, poner una gota
de fenolftaleina en un tubo de ensayo con unos 3 ml de agua. Añadir a continuación 2 gotas de
NaOH 6 M y a seguidamente 6 gotas de HCl 6 M. Observa los cambios producidos.
b) Equilibrio del ion cromato-dicromato:
El ion cromato (de color amarillo) reacciona con protones (provenientes de cualquier
ácido) para dar el ion dicromato (de color naranja):
2 CrO4
-2
+ 2 H+
Cr2O7
-2
+ H2O (1)
Añadiendo una base a este equilibrio, se observa un desplazamiento inmediato hacia la
izquierda, porque al absorber la base los protones presentes en el equilibrio, según Le
Chatelier el sistema buscará fabricar más protones; y se volverá de color amarilla la
disolución. Si una vez alcanzado el equilibrio, añadimos un ácido, el exceso de protones
volverá a desplazar el equilibrio hacia la derecha y la disolución tomará el color naranja
original.

41
Disolver una pequeña cantidad de dicromato potásico en 50 ml de agua. Introducir
unos 3 ml de dicha disolución en un tubo de ensayo y añadir gota a gota, agitando el tubo,
hidróxido sódico 6 M hasta observar un cambio de color. A continuación añade de la misma
manera ácido clorhídrico 6M hasta recuperar el color inicial. Vierte de nuevo, gota a gota,
hidróxido sódico e interpreta los cambios observados.
c) Equilibrio de precipitación del cromato de bario:
CrO4
-2
(ac) + Ba+2
(ac) BaCrO4 (s) (2)
Si mezclamos una disolución que posea iones cromato (CrO4
-2
), amarilla, con otra que
contenga iones bario (Ba+2
) se formará cromato de bario que precipitará en el fondo del tubo
de ensayo ya que es muy insoluble (precipitado blanco). Si una vez alcanzado el equilibrio, se
le añade un ácido, como sabemos por el equilibrio (1), los pocos iones cromato que hubiesen
en la disolución desaparecerían y se convertirían en iones dicromato (de color naranja). Al
desaparecer los iones cromato, el equilibrio (2), según Le Chatelier, se desplazará a la
izquierda y el precipitado se disolverá. Si cuando ya haya desaparecido el sólido se añade una
base, (que elimina los H+
), el equilibrio (1) se desplaza a la izquierda, desapareciendo los
iones dicromato que pasarán a cromato de nuevo. Pero entonces el equilibrio (2) según Le
Chatelier, se desplaza hacia la derecha para eliminar el exceso de iones CrO4
-2
, y se formará
de nuevo el precipitado.
Toma unos tres mililitros de la disolución de dicromato potásico preparada en el
apartado anterior, en un tubo de ensayo, y añádele, gota a gota, hidróxido sódico 6 M hasta
que cambie de color (amarillo por la presencia de iones CrO4
-2
). Vierte entonces unos tres
mililitros de una disolución de cloruro bárico 0,2 M y observa lo que ocurre. Posteriormente
añade, gota a gota, HCl 6 M, hasta que desaparezca completamente el precipitado y a
continuación, vuelve a introducir gota a gota hidróxido sódico 6 M. Repite esta última
operación cuantas veces desees. Intenta justificar todos los cambios observados según Le
Chatelier.
d) Equilibrio del ion complejo tiocianato férrico:
La formación de este ion, de color rojo sangre, puede describirse según la reacción:
Fe+3
+ SCN-
Fe(SCN)+2
Poner en un vaso de precipitados 3 ml de KSCN (sulfocianuro potásico) 0'1 M y 3 ml
de una disolución de cloruro férrico. Diluir esta mezcla con 50 ó 60 ml de agua con el objeto
de disminuir la intensidad de color y poder observar más fácilmente los cambios del mismo.
Preparar 4 tubos de ensayo, introduciendo en cada uno de ellos unos 5 ml de esta
disolución. Añadir 1 ml (aproximadamente 20 gotas) de FeCl3 0,1 M al primero, y al segundo,
1 ml de KSCN 0,1 M.

42
A la tercera disolución se le añaden 5 ó 6 gotas de Na(OH) 6M. Eventualmente puede
formarse un coloide amarillo pardo de hidróxido férrico que se deberá redisolver añadiendo
gota a gota ácido clorhídrico 6 M.
El cuarto tubo de ensayo sirve de referencia a los otros tres.
Comparar la intensidad relativa del complejo en cada uno de los tres tubos de ensayo e
interpretar las observaciones aplicando el principio de Le Chatelier.
4.2.- Efecto de la Temperatura sobre el equilibrio.
a) Equilibrio del ion Co(II):
El complejo CoCl4
-2
es de color azul, mientras que el (Co(H2O)6)+2
es de color rosa.
Entre ambas especies se puede establecer este equilibrio fuertemente dependiente de la
temperatura:
(CoCl4)-2
+ 6 H2O (Co(H2O)6)+2
+ 4 Cl-
+ energía
El principio de Le Chatelier indica que si enfriamos el sistema, el equilibrio se
desplaza hacia el complejo acuoso (derecha).
Colocar en un tubo de ensayo seco 3 ml de disolución en metanol de CoCl2.6H2O 0,15
M (color rosa del acuocomplejo), añádele unas gotas de ácido clorhídrico concentrado, y
caliéntalo al "baño María" hasta unos 65-70 ºC, cerca de una ventana abierta del laboratorio
(precaución: los vapores del metanol son tóxicos e inflamables). Debes observar un cambio de
color de rosa a azul (que denota la presencia del ion CoCl4
-2
). En caso de no producirse hay
que seguir calentando, ya que probablemente haya un exceso de agua en la disolución original.
El cambio de color es reversible y consecuentemente enfriando la disolución,
introduciendo la parte exterior del tubo bajo el chorro de agua fría del grifo, se recupera el
color rosa original. Repetir el ciclo de calentamiento y enfriamiento.
b) Equilibrio de los óxidos del nitrógeno:
Coloca en un matraz erlenmeyer un poco de cobre, añádele ácido nítrico concentrado y
tápalo rápidamente con un tapón horadado del que sale un tubo de vidrio acodado que vaya a
un tubo de ensayo.
La reacción que tiene lugar es:
Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 + H2O
Se obtendrá dióxido de nitrógeno que es un gas de color pardo, más denso que el aire
(por eso no flota) y que se recogerá en el tubo de ensayo. Observa, además como la disolución

43
del matraz erlenmeyer adquiere una coloración azul por la presencia de iones Cu+2
. Ten
mucha precaución al realizar esta operación ya que el dióxido de nitrógeno es un gas muy
tóxico y no debe escaparse del tubo de ensayo; si ocurre algo, añade agua del grifo hasta que
cese la reacción.
Llena dos tubos de ensayo con dióxido de nitrógeno y tápalos con un tapón de goma.
Introduce uno de los tubos de ensayo en un vaso de precipitados con cubitos de hielo y el otro
con un vaso de agua que previamente hemos calentado. Anota lo que ocurre.
c) Equilibrio de la sublimación del iodo:
Introduce en un tubo de ensayo un poco de iodo resublimado, tápalo con un tapón de
goma y caliéntalo muy suavemente. A menor cantidad de iodo que introduzcas, mejor
apreciarás los cambios. Observa que el yodo pasa directamente a gas, lo cual se pone de
manifiesto por la presencia de vapores de color violeta. Si enfrías el tubo, observarás como el
iodo vuelve a solidificar en las paredes del tubo. Debes tener mucha precaución con los
vapores del iodo ya que también son tóxicos.
4.3.- Efecto de los catalizadores sobre el equilibrio.
a) Combustión del azúcar:
Si acercas a la llama un terrón de azúcar, éste se consume sin arder. Basta con poner
un poco de ceniza (catalizador) sobre el terrón para conseguir que arda; es decir, que su
reacción de combustión se realizará a mayor velocidad.
5.- Conclusiones:
1.- Anota todos los cambios que has observado en cada una de las reacciones
experimentadas, tratando de justificarlos aplicando el principio de Le Chatelier y, si es
posible, escribiendo las reacciones químicas que tienen lugar.
2.- En la reacción 4.1 b), ¿cómo afecta el ion OH-
al equilibrio si no interviene en las
ecuaciones químicas allí descritas?
3.- Comenta si las reacciones que tienen lugar en el apartado 4.2.a) son endotérmicas o
exotérmicas.

44

46
PRACTICA Nº 5
Valoraciones ácido-base. Indicadores.
1.- Introducción.

47
El valor del pH de una disolución tiene una gran influencia en muchos procesos
químicos y biológicos, por lo que su conocimiento es de suma importancia. Sólo en los casos
sencillos de disoluciones preparadas puede calcularse el pH. En la mayoría de los casos
prácticos, tanto industriales como biológicos es necesario medir el pH lo que se hace con unos
aparatos especiales llamados pehachímetros. El pH-metro se basa en la medida de la
diferencia de potencial eléctrico entre dos electrodos: uno de referencia y otro sensible a la
concentración de protones, introducido en la disolución cuyo pH se desea medir.
De una manera aproximada puede conocerse el pH de una disolución utilizando
indicadores, que son disoluciones de ciertos colorantes orgánicos complejos, cuyo color
cambia con el pH del medio en que se encuentren. Los indicadores son ácidos o bases débiles
que se caracterizan por tener distinto color el ácido y su base conjugada.
Consideremos como ejemplo el anaranjado de metilo que es un indicador del tipo
ácido débil. Como su molécula es muy compleja la representaremos por HIn. La molécula
tiene color rojo mientras que su base conjugada, el ion In-
, es de color amarillo. En disolución
se establece el equilibrio:
InH + H2O In-
+ H3O+
rojo amarillo
forma ácida forma básica
como coexisten las dos especies químicas (roja y amarilla), resulta el color naranja propio del
indicador. Ahora bien, en disoluciones ácidas, al ser grande la concentración de protones, el
equilibrio anterior está muy desplazado hacia la izquierda y el indicador tendrá color rojo y, si
le añadimos una base al medio, reaccionará con los protones reduciéndose su concentración,
por lo que el equilibrio se desplazará hacia la derecha cambiando el indicador a color amarillo.
Para que se aprecie bien el cambio de color, las concentraciones de la forma ácida,
InH, y de la básica, In-
, deben ser bastante diferentes (unas diez veces mayor una que la otra).
Para ello es necesario que cambie notablemente la concentración de protones. Es decir, que el
cambio de color no se produce a un pH fijo, sino en un intervalo de unas dos unidades.
La aplicación más importante de los indicadores es detectar el punto de equivalencia
en las volumetrías ácido-base que es un método muy sencillo para determinar la concentración
desconocida de un ácido (o de una base) en una disolución. Consiste en medir el volumen de
otra disolución de concentración conocida de una base (o de un ácido) que se necesita para su
neutralización.
Las volumetrías o valoraciones ácido-base tienen su fundamento en el cambio brusco
de la concentración de protones que se produce en el punto final de la reacción de
neutralización o punto de equivalencia.
Vamos a ver ésto con un ejemplo sencillo: valoración de 50 cc. de una disolución de
cloruro de hidrógeno (HCl) 0'1 M con otra disolución 0'1 M de hidróxido sódico (NaOH).

48
La concentración inicial de protones es
de 0'1 M (ya que el ácido clorhídrico es un
ácido fuerte que está totalmente disociado) y
por lo tanto el pH es 1. Al ir añadiendo NaOH
se va neutralizando el HCl, pero el pH varia
muy poco. Así, por ejemplo, cuando se han
añadido 49 cc. de disolución de NaOH, es
decir, que falta 1 cc. para el punto de
equivalencia, se puede calcular fácilmente que
el pH = 3, incluso cuando sólo falta por añadir
0'1 cc. de NaOH, el pH = 4. En el punto de
equivalencia, naturalmente, el pH = 7, (ya que
la sal que se forma proviene de un ácido y una
base fuerte y ni el catión ni el anión se
hidrolizarán). En cuanto se ha añadido O'1 cc. de NaOH en exceso, el pH = 10, y si nos
pasamos en 1 cc., el pH = 11. Se observa así que en las proximidades del punto de
equivalencia se produce un salto de pH (de unas siete unidades) que puede ponerse de
manifiesto con algún indicador ácido-base.
Cuando se valora un ácido débil, como el ácido acético, con una base fuerte, el salto de
pH es menor y, por otra parte en el punto de equivalencia la disolución es ya básica (pH >7)
puesto que se trata de una sal de ácido débil y base fuerte. Análogamente, cuando se valora
una base débil (amoniaco) con un ácido fuerte, también es menor el salto de pH y, además, en
este caso la disolución es ácida (pH<7) en el punto de equivalencia, puesto que ahora se trata
de una sal de ácido fuerte y base débil. Todo esto va a influir a la hora de elegir el indicador
adecuado para cada valoración.
En esta práctica de laboratorio vamos a tratar de conseguir los siguientes objetivos:
a) Saber fabricar indicadores ácido-base con sustancias naturales.
b) Valorar un ácido frente a una sustancia patrón (base de concentración perfectamente
conocida).
c) Realizar una valoración ácido-base utilizando un indicador para detectar el punto
final o de equivalencia.
d) Saber valorar la acidez de un vinagre o de un zumo de fruta.
utilizados):

49
4.1.- Fabricación y utilización de indicadores.
Corta con unas tijeras unos 50 gramos de col lombarda en trocitos pequeños.
Machácalos en un mortero junto con unos 10 ml de acetona y procura obtener un extracto lo
más concentrado posible. Conserva el extracto en un recipiente cerrado.
Prepara unos 50 ml de cada una de las siguientes disoluciones:
1.- HCl O'1 M
2.- HCl 0’01 M
3.- Ácido acético 0'1 M
4.- Ácido acético 0'1 M - acetato sódico 0'01 M
5.- Ácido acético 0'1 M - acetato sódico 0'1 M
6.- agua destilada.
7.- acetato sódico 0'1 M
8.- Hidróxido sódico 0'01 M
Coge 8 tubos de ensayo y rellena cada uno de ellos hasta su cuarta parte
aproximadamente con cada una de las disoluciones antes mencionadas y añádele a cada uno
de ellos tres gotas de un indicador, anotando las coloraciones que se producen. Repite la
misma operación para los otros indicadores disponibles rellenando la siguiente tabla:
Disolución 1 2 3 4 5 6 7 8 pH de cambio
pH -------------------
Fenolftaleina
Naranja de metilo
Rojo de metilo
Azul de metilo
Col lombarda

50
Papel indicador
4.2.- Valoración de una disolución de cloruro de
hidrógeno.
El ácido clorhídrico se vende en el comercio en forma de disolución concentrada del
35 % en peso y densidad 1'18 gr/cc. A partir de este ácido se ha preparado una disolución
problema que se sabe es aproximadamente 0'1 M pero debemos valorarla para conocer su
concentración exacta.
La valoración de las disoluciones se realiza frente a determinadas sustancias que se
denominan patrones. Dichos patrones son disoluciones de sustancias muy puras de
concentración perfectamente conocida.
Nosotros prepararemos una disolución 0'1 M de hidróxido sódico para utilizarla como
patrón. No es necesario que sea exactamente 0'1 M; lo que si es preciso es conocer
exactamente su concentración. Para ello, pesa exactamente una cantidad aproximada a la que
necesites para el volumen del matraz aforado del que dispones. Debes recordar que el
hidróxido sódico hay que pesarlo lo más rápidamente posible porque coge humedad, que al
preparar la disolución es conveniente enjuagar todo el material utilizado tres veces uniendo las
aguas de lavado ala disolución y cómo debe quedar el menisco al enrasar en el matraz aforado.
peso del vidrio de reloj ........................... _____________
peso del vidrio de reloj más NaOH ......... _____________
peso de NaOH ......................................... _____________
volumen del matraz aforado .................... _____________
Molaridad del hidróxido sódico ............... _____________
Sabiendo que el cloruro de hidrógeno es un ácido fuerte (se disocia totalmente) al igual
que el hidróxido sódico que es una base fuerte y que el pKa del ácido acético es de 4'75,
calcula el pH resultante de cada una de las disoluciones anteriormente preparadas.
Para proceder a la valoración, lavar tres erlenmeyers y enjuagarlos con agua destilada.
Con una pipeta introducir 10 ml de la disolución problema de ácido clorhídrico cuya
concentración se desea determinar. Añadir agua destilada hasta completar un volumen de unos
50 ml y tres gotas de fenolftaleina.
Por otra parte llenar una bureta de 25 ml con la disolución de hidróxido sódico
preparada teniendo en cuenta que desde la llave hasta la boca de la bureta no debe quedar
ninguna burbuja de aire y enrasarla a 0. El hidróxido sódico se va adicionando desde la bureta
gota a gota y agitando. El punto final de la valoración se detectará por el viraje del indicador
(la fenolftaleina vira del incoloro en medio ácido al rojo en medio básico). Hay que tener en

51
cuenta que el viraje se debe producir en toda la disolución y no sólo en una zona localizada y
que no desaparezca al agitar.
Al realizar este proceso tres veces se obtienen los siguientes resultados:
experiencia 1: Volumen de NaOH añadidos ___________ ml
Volumen de NaOH medio ___________ ml
Con estos datos se puede determinar la concentración de la disolución de ácido
clorhídrico:
Molaridad del NaOH .................. _____________
Volumen NaOH .......................... _____________
Volumen de HCl ......................... _____________
y utilizando la ecuación: (N . V)ácido = (N . V)base
y teniendo en cuenta que en nuestro caso la molaridad coincide con la Normalidad:
Molaridad del HCl ..................... _____________
4.3.- Valoración de la acidez del vinagre.
El vinagre comercial es una disolución de ácido acético. Supondremos que toda la
acidez del vinagre es debida al ácido acético que contiene.
Mediante una pipeta se toman 25 ml de vinagre comercial y se diluyen en agua
destilada hasta 250 ml en un matraz aforado. Utilizando un matraz erlenmeyer, preparar tres
muestras con 25 ml cada una de la disolución diluida de vinagre y añadir tres gotas de
fenolftaleina y valorarla frente a la disolución de NaOH preparada anteriormente siguiendo el
mismo procedimiento que en el apartado 4.1.
Si la disolución de vinagre diluida tiene un color demasiado intenso, no se verá
claramente el viraje de la fenolftaleina, por lo que habrá que decolorar previamente el vinagre.

52
Esta decoloración se realiza tomando unos 20 ml de vinagre y añadiendo unos 0'5 gr de
carbón activo, se agita violentamente y se deja reposar. Se decanta la disolución y se filtra dos
veces. A partir de este vinagre decolorado se preparará la disolución diluida a valorar.
Ahora vamos a calcular la concentración de la disolución diluida por el valor medio de
los obtenidos en las tres muestras.
muestra 1: Volumen de NaOH añadidos ___________ ml
Volumen de NaOH medio ___________ ml
Con estos datos se puede determinar la concentración de la disolución diluida del
vinagre (ácido acético):
Molaridad del NaOH ..................................... _____________
Volumen NaOH ............................................. _____________
Volumen de disolución diluida de vinagre .... _____________
y utilizando la ecuación: (N . V)ácido = (N . V)base
y teniendo en cuenta que al ser el ácido acético un ácido monoprótico HA, la molaridad
también coincidirá con la Normalidad:
Molaridad de la disolución diluida de vinagre .. _____________
Tal y como se ha preparado la disolución diluida del vinagre, se sabe que el vinagre
comercial será __________ veces más concentrado, por lo que:
Concentración del vinagre en CH3COOH ..... _________ M
Si quisiéramos valorar la acidez de un zumo (de limón o naranja por ejemplo) se
procedería de la misma manera, y sólo habría que tener en cuenta que para este ejemplo se
estaría valorando el ácido cítrico que es triprótico (con tres grupos ácido en su molécula).

53
5.- Conclusiones.
a) Busca en bibliografía los cambios de color y los intervalos de pH de viraje de los
indicadores utilizados en la primera parte de esta práctica y compárala con los resultados
obtenidos en la tabla 1.
b) Utilizando sólo un indicador ¿puedes asegurar si la disoluciones ácida o básica?.
Razona la respuesta.
c) ¿Por qué no importa la cantidad de agua que se le añade a la disolución de cloruro
de hidrógeno antes de valorarla en el apartado 4.2.
d) Escribe todas las reacciones que se han producido en esta práctica así como la
reacción ácido-base que gobierna todos los procesos de neutralización.
e) ¿Tiene existencia real el ion H+
en disolución acuosa?
f) Indica si son ácidos o bases las siguientes sustancias de uso frecuente en la vida
cotidiana:
1.- salfumán , 2.- zumo de limón, 3.- vino; 4.- cerveza;
5.- leche, 6.- saliva, 7.- sangre, 8.- agua del mar,
y 9.- lejía,
g) Busca en bibliografía el % de ácido acético que tiene el vinagre y compáralo con el
resultado obtenido.
h) Señala las posibles causas de error que pueden influir en los resultados de esta
práctica.
i) Indica otros detalles interesantes que hayas observado en la realización de la
práctica.

54

56
PRACTICA Nº 6
Reacciones de precipitación de haluros de plata.

57
1.- Introducción.
Sabemos que hay determinadas sales que son muy insolubles en agua y cuando se
forman en una reacción química necesitan muy poca cantidad para precipitar en el fondo. Para
este tipo de sales, como ya sabemos, se define el producto de solubilidad, que no es más que
una constante de equilibrio de este proceso de precipitación y que a partir de la cual podemos
calcular su solubilidad (cantidad máxima de esa sal que puede ser disuelta a una determinada
temperatura).
El objeto de esta práctica es observar las diferencias de aspecto físico de tres haluros
de plata, y comprobar las diferencias de reactividad de estas sales frente al amoniaco.
utilizados):
4.1.- Obtención de haluros de plata.
a) Disuelve en un tubo de ensayo un poco de cloruro sódico en 5 ó 6 ml de agua
destilada y añadir unas gotas de una disolución de nitrato de plata al 2%. Anota lo que ocurre
y escribe la reacción química que tiene lugar:

58
La reacción que acabas de desarrollar se utiliza para determinar la presencia de iones
Ag+
o Cl-
, ya que es muy sensible a ellos. Puedes comprobar la existencia de iones Cl-
en el
agua del grifo añadiéndole, como antes, unas gotas de la disolución de nitrato de plata al 2%.
- ¿Tiene cloro el agua potable (si/no)? _____________
- ¿Cómo lo has determinado?
b) Disuelve en un tubo de ensayo un poco de bromuro sódico en 5 ó 6 ml de agua
destilada y añadir unas gotas de una disolución de nitrato de plata al 2%. Anota lo que ocurre
y escribe la reacción química que tiene lugar:
c) Repite la operación con yoduro potásico y anota tus observaciones y la reacción
química que tiene lugar:
4.2.- Reactividad de los haluros de plata con amoniaco.
Vamos a mezclar cada uno de los tres precipitados obtenidos en el apartado anterior
con una disolución de amoniaco al 25%. Observa que:
a) el cloruro de plata se disuelve con mucha facilidad por que se forma un complejo
muy estable según la reacción:
AgCl (s) + 2 NH3 (ac) [Ag(NH3)2]+
(ac) + Cl-
(ac)

59
la presencia del complejo amoniacal de plata se denota ya que la disolución tomará una
coloración azul.
b) el bromuro de plata también se disuelve, aunque con mayor dificultad, por la misma
razón que antes, formación del complejo amoniacal de plata según la reacción:
AgBr (s) + 2 NH3 (ac) [Ag(NH3)2]+
(ac) + Br-
(ac)
c) En el caso del yoduro de plata, al añadirle la disolución de amoniaco, el precipitado
no se disuelve.
Busca los productos de solubilidad de los tres haluros de plata estudiados y en base a
ellos, intenta explicar el diferente comportamiento de los tres frente al amoniaco.
4.3.- Confirmar la presencia de plata en las
disoluciones amoniacales obtenidas.
Para confirmar la presencia de iones Ag+
en las disoluciones amoniacales obtenidas,
hay que agregar un exceso de ác. nítrico al 20%. Los protones del ácido reaccionan con el
amoniaco destruyendo el complejo y volviendo a aparecer el precipitado del haluro de plata
correspondiente. Compruébalo con los complejos amoniacales obtenidos con el cloruro y con
el bromuro de plata. Las reacciones que tienen lugar son:
[Ag(NH3)2] + Cl-
(ac) + H+
AgCl (s) + 2 NH4
+
(ac)

60
[Ag(NH3)2] + Br-
(ac) + H+
AgBr (s) + 2 NH4
+
(ac)
4.4.- Proceso de las placas fotográficas.
Introduce en un vaso de precipitados unos 30 ml de la disolución de nitrato de plata al
2% y añádele un poco de cloruro sódico. Realiza este proceso en caliente para que se produzca
una más rápida coagulación del precipitado de cloruro de plata.
A continuación filtra el precipitado y lábalo con agua destilada. Prensa el precipitado
con una hoja de papel de filtro y pásalo sin demora a un tubo de ensayo. Introduce también en
el tubo de ensayo una tira de papel de filtro húmeda de yoduro potásico con engrudo de
almidón y tápalo con un tapón de goma sin perforar. Es importante que este proceso lo
realices lo más rápidamente posible. Expón el tubo de ensayo a la luz directa solar y observa
un ennegrecimiento del precipitado blanco y la aparición de un color azul en el papel de filtro.
Se trata de una reacción fotoquímica en la cual, un fotón de luz solar, de frecuencia
adecuada, es absorbido por el ion cloro:
Cl-
+ hv Cl + 1 e-
y el electrón desprendido es captado por el ion plata:
Ag+
+ 1 e-
Ag
transformándose en plata metálica finamente dividida que ennegrece el precipitado. A su vez,
el cloro desprendido, desplaza al ion yodo del yoduro potásico, liberando I2 que colorea de
azul el engrudo de almidón de la tira de papel. Así pues, el proceso global lo podemos
describir como:
2 AgCl (s) + luz Cl2 (g) + Ag (s)
2 KI (ac) + Cl2 2 KCl (ac) + I2
Este proceso es el fundamento de la fotografía. El haluro de plata (normalmente una
mezcla de haluros de plata), se suspende en gelatina que se extiende en una capa muy fina por
la película. La placa se expone a la imagen del objeto debidamente enfocado, con la cámara,
dependiendo del tiempo de exposición, de la sensibilidad de la película, y de la intensidad de
la luz reflejada por el objeto. Tras las reacciones descritas anteriormente, los átomos de plata
formados, pasan a plata metálica por la acción de un reductor orgánico débil (revelado).
El revelador ataca a la plata únicamente en aquellos lugares en que ha comenzado la
reducción por efecto de la luz durante la exposición, y el oscurecimiento (mayor cantidad de
plata reducida) es más intenso cuando lo es la luz incidente, es decir, que las zonas más
oscuras corresponden a las partes más brillantes del objeto fotografiado. A causa de esta
inversión, la placa revelada se llama negativo. También, por esta razón, es comprensible que
una placa fotográfica expuesta a la luz directa quedará totalmente velada y, por lo tanto,
inservible.

61
Una vez revelado el filme, debe eliminarse el AgX no reducido, lavándolo con una
disolución de tiosultato sódico. Este lavado del negativo, debe hacerse cuidadosamente, antes
de sacarlo de la cámara oscura, pues de lo contrario, la placa se velará al ser expuesta a la luz.
5.- Conclusiones.
Redacta en las hojas siguientes todas tus observaciones de las experiencias que acabas
de realizar:

62
PRÁCTICA Nº 7
Determinación de las propiedades ácido-base de
algunos óxidos.

63
1.- Introducción.
En general podemos decir que los óxidos de los no metales (óxidos covalentes) tienen
un carácter ácido y los óxidos metálicos (óxidos iónicos) un carácter básico. Algunos óxidos
de elementos centrales del Sistema Periódico tienen un carácter anfótero.
Cuando un elemento forma óxidos con distintos estados de oxidación, tienen carácter
ácido los correspondientes a estados de oxidación inferiores y, carácter ácido los superiores,
teniendo carácter anfótero los de estado de oxidación intermedios.
Las reacciones con agua que estos óxidos producen suelen ser; en los óxidos
metálicos:
MxOy + H2O M(OH)y
es decir, dan el hidróxido, por eso tienen carácter básico, mientras que en los óxidos de no
metales:
XxOy + H2O HtXvOz
dan el ácido correspondiente por lo que tienen carácter ácido.
Los óxidos anfóteros son los que dependiendo de las condiciones de operación se
comportará como básico o como ácido.
La finalidad de la práctica es determinar las propiedades ácidas o básicas de algunos
óxidos por determinación del pH que producen en su disolución con agua y estudiar con más
detenimiento el comportamiento de un óxido anfótero como es el de aluminio.
utilizados):

64
a) Óxidos básicos: Tomar una muestra en polvo de óxido de calcio y óxido de
magnesio (CaO y MgO) y agitarlos con agua destilada en un tubo de ensayo. Comprobar el pH
de la disolución resultante con un poco de papel indicador:
óxido de calcio (CaO) pH .................
óxido de magnesio (MgO) pH .................
escribe las reacciones que tienen lugar para cada uno de los óxidos y justifica el pH que
resulta (ácido o básico):
b) Óxidos ácidos: Preparar disoluciones de sulfito sódico y de carbonato sódico en
tubos de ensayo. Acidificar con cloruro de hidrógeno y mediante un tubo de desprendimiento
de gases recoger el gas que se desprende en otro tubo de ensayo con agua destilada,
haciéndolo burbujear. Comprobar mediante papel indicador el pH de las disoluciones de estos
gases en agua.
dióxido de azufre (SO2) pH .................
dióxido de carbono (CO2) pH .................
escribe las reacciones que tienen lugar para cada uno de los óxidos en todo el proceso sales
con cloruro de hidrógeno y posterior disolución con agua) y justifica el pH que dan:

65
c) Óxidos anfóteros: En un tubo de ensayo preparar una disolución de una sal de
aluminio (sulfato alumínico o sulfato alumínico-potásico) y con ayuda de un papel indicador
comprobar el carácter ácido o básico de esta disolución.
pH = .......................
ésto se explica por los equilibrios:
[Al.(H2O)]6
+3
+ H2O [Al.(H2O)5OH]+2
+ H3O+
es decir, el catión Aluminio (Al+3
) no se encuentra aislado en disolución acuosa sino
formando acuocomplejos. El intercambio de una molécula de agua por un anión oxidrilo
(OH-
) como ligando en la esfera de coordinación, conduce a liberar un protón, qué es el
responsable del carácter ácido. El proceso lo podemos representar así:
M+n
+ H-O-H + H-O-H M(OH)+(n - 1)
+ H3O+
añadir al tubo de ensayo, gota a gota y agitando, disolución 1 M de hidróxido sódico hasta que
aparezca la formación de un precipitado, lo que corresponde a la formación del hidróxido de
aluminio que es insoluble. Anotar el pH al que se produce la precipitación, medido con papel
indicador. Continuar la adición de NaOH gota a gota hasta que se produzca la redisolución del
precipitado. Anotar este nuevo pH:
pH de formación del precipitado ............
pH de redisolución del precipitado ............
Este fenómeno se explica por la formación del ion aluminato según los siguientes
equilibrios:
OH-
OH-
OH-
OH-
Al(H2O)6
+3
[Al(H2O)5OH]+2
[Al(H2O)4(OH)2]+
[Al(H2O)3(OH)3] [Al(H2O)2(OH)4]-
el compuesto Al(H2O)3(OH)3 se formula simplemente como Al(OH)3 y corresponde al
hidróxido u óxido de aluminio más o menos hidratado (recuerda que un hidróxido es el óxido
de un metal más agua).
El compuesto [Al(H2O)2(OH)4]-
se denomina anión aluminato y se formula de forma
más simplificada como Al(OH)4
-
o simplemente AlO2
-
.
Finalizado el experimento se puede invertir el equilibrio adicionando en el mismo tubo
de ensayo ácido clorhídrico o ácido sulfúrico lo que conduce de nuevo a la aparición del
precipitado del hidróxido y su posterior redisolución si la adición del ácido continua.

66
Si se desea realizar este último experimento debe tenerse en cuenta la conveniencia de
no utilizar óxidos de aluminio calentado por encima de los 1000ºC, puesto que, en este caso,
su estructura espacial lo hace inerte a la adición de los ácidos y de las bases (alúmina y
corindón).
Hay que resaltar que son precisamente estas propiedades ácido-base las que se utilizan
para obtener el aluminio en la industria.
El aluminio se encuentra en la naturaleza en forma de silicatos complejos de aluminio:
arcillas. Una de las arcillas más corrientes es el caolín; pero hasta la fecha no se ha puesto en
marcha ningún procedimiento que permita obtener a escala industrial el aluminio a partir de
los silicatos, de forma económica.
En la actualidad el aluminio se obtiene a partir de la bauxita, que es un óxido de aluminio
hidratado: Al2O3.xH2O que se encuentra impurificado con sílice (SiO2) y óxido férrico
(Fe2O3).
La purificación de la bauxita se realiza por el denominado método Bayer que
precisamente utiliza las propiedades ácido-base de estos óxidos para su separación. El óxido
de aluminio es anfótero, el de hierro es básico y la sílice es ácida o prácticamente inerte. La
bauxita triturada se somete a un proceso de digestión durante varias horas, con disolución de
NaOH en caliente. El óxido de aluminio se disuelve por formación del ion aluminato, el óxido
de hierro no se altera y permanece sin disolver y, la sílice permanece inerte o se disuelve y
precipita en forma de aluminosilicatos, por eso el alto contenido en sílice de una bauxita la
hace inapropiada para la obtención del aluminio puesto que parte del contenido en aluminio se
pierde.
Por filtración se separan los sólidos y a continuación por enfriamiento y dilución de la
disolución que contiene el aluminio disuelto en forma de aluminato, precipita el hidróxido de
aluminio hidratado, se filtra y por calefacción se obtiene el óxido de aluminio anhidro.
El aluminio se obtiene puro a partir del óxido, por electrólisis en el seno de sales
fundidas según el procedimiento ideado simultáneamente por el norteamericano Charles
Martin Hall en 1880, cuando sólo tenía 17 años y por el francés Paul Luis Toussaint. El
procedimiento consiste en disolver el óxido de aluminio puro en criolita Na3AlF6 que es un
mineral que sólo se encuentra en Groenlandia. La electrólisis tiene lugar a 900 ºC; el aluminio
líquido se obtiene en un cátodo de grafito y en los ánodos, también de grafito, se obtiene
oxígeno y algo de flúor.
Como dato curioso se puede decir que el precio de aluminio en dólares por libra, pasó
de 160 en 1827 a 9'80 en 1882, a 4 dólares en 1886 y 0,15 dólares después de la mejora de
Hall.
5.- Conclusiones.
Redacta en las hojas siguientes todas tus observaciones de las experiencias que acabas
de realizar:

68
PRACTICA Nº 8
Reconocimiento de aldehidos y cetonas.

69
1.- Introducción.
Los aldehidos y las cetonas son compuestos orgánicos oxigenados que poseen en su
estructura un grupo carbonilo, que procede del cambio de dos hidrógenos por un oxígeno en la
cadena de hidrocarburos:
aldehido R - C - H cetona R - C - R'
║ ║
O O
Su estado de oxidación es intermedio entre los alcoholes y los ácidos orgánicos, por
ello podrían actuar como oxidantes o como reductores, según las circunstancias; pero el poder
reductor (facilidad para oxidarse y reducir a otro) es mucho más potente en los aldehidos y eso
es lo que pretende demostrar esta práctica de laboratorio.
oxid. oxid.
alcohol primario aldehido ácido
R - CH2OH R - CHO R - COOH
oxid.
alcohol secundario cetona se resiste
a la
R - CHOH - R' R - CO - R' oxidación
Aunque las cetonas son mucho más difíciles de oxidar, con oxidantes enérgicos, como
dicromato o permanganato potásico, podrían llegar a hacerlo igual que los aldehidos. En este
caso, se tendría que romper la molécula en la oxidación. Por eso, para distinguir aldehidos y
cetonas tenemos que emplear oxidantes suaves, que sí oxidan a los aldehidos pero no a las
cetonas. Dichos oxidantes débiles pueden ser los iones plata (reactivo de Tollens) o iones
cúprico (reactivo de Felhing) que se reducen a plata y a cobre respectivamente.
Poner de manifiesto mediante experiencias, que se describirán de forma cualitativa, el
diferente comportamiento químico de aldehidos y cetonas frente a reactivos específicos,
destacando la distinta reactividad del grupo carbonilo en ambos casos.

70
utilizados):
4.1.- Reacción de aldehidos y cetonas con dicromato.
Coloca en sendos tubos de ensayo uno o dos mililitros de acetaldehído y acetona
respectivamente; diluye con un poco de agua destilada y añade una gota de ácido sulfúrico
concentrado. Agrega a continuación dos gotas de una disolución de dicromato potásico al 10%
y observa lo que ocurre. Anota tus observaciones para cada uno de los tubos de ensayo.

71
4.2.- Test de Felhing de aldehidos y cetonas.
a) Preparación del reactivo de Felhing:
Está compuesto por dos reactivos diferentes:
Felhing 1: Se prepara disolviendo unos 4 gr de sulfato de cobre en 100 ml de agua.
Felhing 2: Se disuelven en 100 ml de agua 18 gr de tartrato sódico potásico y 6 gr de
hidróxido sódico en lentejas.
Los reactivos Felhing 1 y 2 se mezclan en el momento de usarlos al 50%
aproximadamente. Anota los cambios que observas al mezclar los dos tipos de reactivos de
Felhing:
Al ser un oxidante débil, no reacciona con las cetonas pero sí con los aldehidos de la
siguiente manera:
aldehido Reactivo de Felhing ácido
R - CHO + 2 Cu+2
+ 4 OH-
R - COOH + Cu2O + 2 H2O
es decir, el aldehido se oxida a ácido y los iones Cu+2
se reducen a Cu+1
(óxido cuproso
Cu2O). Se observa en el fondo del tubo de ensayo la formación de un precipitado rojizo
correspondiente a la formación del óxido cuproso, que no tendrá lugar en el caso de que el
reactivo sea una cetona.
El reactivo de Felhing también sirve para distinguir distintos tipos de azúcares:
- azúcares reductores: que se pueden oxidar como la glucosa, que es un monosacárido
de fórmula C6H12O6, lo que demuestra la presencia de grupos aldehido en su estructura
(CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CHO aunque normalmente es cíclica).
- azúcares no reductores: que no se pueden oxidar como la sacarosa (el azúcar que
usamos normalmente), que es un disacárido de fórmula C12H22O11, formado por glucosa y
fructosa, que no tiene ningún grupo aldehido en su estructura.

72
El reactivo de Felhing se utiliza en Medicina para detectar la presencia de glucosa en
la orina.
b) Procedimiento:
Mezcla, en sendos tubos de ensayo, 3 ml de cada uno de los siguientes compuestos con
1 ml del reactivo de Felhing calentando suavemente, y anota tus observaciones especificando
si cada uno de ellos tienen grupos aldehido o cetona en su estructura y, de forma aproximada
las reacciones que tienen lugar (en el caso de haber las):
Compuesto Observaciones al añadir reactivo de Felhing
Acetona
Formaldehido
Glucosa
SAcarosa
4.3.- Test de Tollens de aldehidos y cetonas.
a) Preparación del reactivo de Tollens:
A 100 ml de una disolución de nitrato de plata 0'1 M añádele, poco a poco 5 ml de
hidróxido amónico. Anota los cambios que observes en la citada mezcla (recuerda la práctica
nº 6 de la precipitación de los haluros de plata y trata de identificar el complejo que se forma,
escribiendo su fórmula química):
Este reactivo debe almacenarse en un recipiente opaco, ya que puede alterarse por la
acción de la luz. Además, hay que tener mucha precaución con él, ya que las soluciones de
óxido de plata, si se dejan secar, forman unos cristales negros que son altamente explosivos
(plata fulminante).
La reacción química que tiene lugar entre el reacctivo de Tollens y los aldehidos
podría esquematizarse de la siguiente manera:
aldehido Reactivo de Tollens ácido
R - CHO + Ag+
+ H2O R - COOH + Ag + H3O+

73
el aldehido se oxida a ácido y los iones Ag+
se reducen a Ag metálica que se depositará en
forma de espejo.
b) Procedimiento:
En cuatro tubos de ensayo pon, respectivamente 3 ml del reactivo de Tollens y a
continuación añádele a cada uno 1 ml de cada una de las sustancias que aparecen en la tabla.
Se calientan todos los tubos de ensayo al "baño María" sin agitar durante unos 20 minutos. Es
importante que no agites los tubos de ensayo para facilitar la formación de un precipitado de
espejo de plata.
Compuesto Observaciones al añadir reactivo de Tollens
Acetona
Formaldehido
Glucosa
SAcarosa
5.- Conclusiones.
a) ¿por qué los aldehídos presentan una mayor facilidad a la oxidación que las
cetonas?
b) La formación de aldehídos por oxidación de alcoholes primarios tiene un bajo
rendimiento, ocurriendo todo lo contrario en la oxidación de un alcohol secundario a cetona.
¿Puedes dar una explicación satisfactoria a este hecho?

74
PRACTICA Nº 9
Reacciones típicas de química orgánica.

75
1.- Introducción.
Hay varios tipos de compuestos orgánicos con propiedades totalmente diferentes, tanto
físicas como químicas. En esta experiencia de laboratorio se pretende poner de manifiesto
algunas de ellas a través de reacciones químicas sencillas de realizar y con la única pretensión
de hacer de ellas un estudio cualitativo basado en la observación.
2.1.- Oxidación del etanol a etanal y ácido acético.
a) Material: - 1 tubo de ensayo 150x25 mm.
- 1 pipeta.
- 1 mechero.
- etanol.
- dicromato potásico.
- ácido sulfúrico.
b) Procedimiento:
En primer lugar debes preparar una disolución de dicromato disolviendo unos 15 gr de
dicromato en 75 ml de agua destilada y añadiendo con una probeta pequeña 10 ml de ácido
sulfúrico concentrado (debes tener mucho cuidado con este último).
Coloca 5 ml de la disolución ácida de dicromato, antes preparada, en un tubo de
ensayo y añade 5 ó 6 gotas de etanol. La reacción debe realizarse en un tubo ancho y bajo el
chorro de agua fría para poder detectar mejor el olor del etanal. Posteriormente calentaremos
suavemente el tubo de ensayo a fin de hacer más apreciable el olor a ácido acético (vinagre).
Las reacciones que se producen son:
CH3-CH2OH + (Cr2O7)-2
+ H+
CH3-CHO + Cr+3
+ H2O
CH3-CHO + (Cr2O7)-2
+ H+
CH3-COOH + Cr+3
+ H2O
2.2.- Esterificación.
- 1 tubo de ensayo 75x10 mm.
- 1 cuentagotas.
- 1 mechero.
- etanol.
- ácido acético.
- ácido sulfúrico.

76
b) Procedimiento:
Coloca 10 gotas de ácido acético y 10 gotas de etanol en un tubo de ensayo 75x10,
añade unas 6 gotas de ácido sulfúrico concentrado y calienta suavemente.
Vierte a continuación el producto de la reacción en otro tubo de ensayo 100x16 que
contenga una tercera parte de agua destilada.
Anota todas tus observaciones y escribe la reacción de esterificación que se produce.
2.3.- Saponificación.
- 1 tubo de ensayo 150x25 mm.
- 1 pipeta.
- 2 tapones perforados.
- 1 tubo de desprendimiento en ángulo recto.
- 1 mechero.
- 1 soporte.
- 1 pinza
- etanol.
- Fragmentos de plato poroso.
- acetato de etilo.
- hidróxido sódico 2 M.
- ácido sulfúrico 2 M.
b) Procedimiento:
1º) Se colocan 2 ml de acetato de etilo y 10 ml de NaOH 2 M en un tubo de ensayo
(150x25), se sujeta sobre el mechero y se le coloca un condensador (tapón con un tubo de
vidrio recto) y se hierve muy suavemente hasta que desaparezca la capa de acetato.
2º) Se sustituye el condensador por un tubo de desprendimiento (tubo de vidrio
acodado), se inclina el tubo 45º y se coloca otro tubo de ensayo 100x16 de forma que recoja el
material que salga por el tubo de desprendimiento. Se calienta el tubo grande hasta que pase
casi toda la mezcla al otro tubo.

77
La reacción producida es la siguiente:
CH3-COO-CH2-CH3 + NaOH CH3-COONa + CH3-CH2OH
el etanol recogido puede reconocerse, al principio de la destilación, por su olor, o quemando
unas gotas en un vidrio de reloj.
El acetato sódico que queda en el tubo grande como residuo se acidifica con unas
gotas de sulfúrico 2M, pasando entonces a ácido acético dando su olor característico (vinagre),
según la reacción:
2 CH3-COONa + H2SO4 2 CH3COOH + Na2SO4
2.4.- Reacciones de aldehidos y cetonas.
a) Material: - 3 tubos de ensayo 100x16 mm.
- formaldehido.
- acetaldehído.
- acetona.
- permanganato potásico.
- hidróxido sódico 6 M.
- ácido sulfúrico 2 M.
b) Procedimiento:
Vamos a realizar dos pruebas diferentes con los aldehidos y las cetonas, aunque la
primera de ellas ya la realizamos en la práctica anterior pero con dicromato potásico en lugar
de con permanganato:
1º) En tres tubos de ensayo poner por separado 0'5 ml de formaldehido, 0'5 ml de
acetaldehido y 0'5 ml de acetona. Añadir a cada uno de ellos 1 ml de una disolución de
permanganato potásico diluida (del 2 al 4%) y acidular con unas gotas de ácido sulfúrico 2 M.
Observa lo que ocurre en cada uno de los tubos de ensayo y explica a que se deben los
cambios observados si los hay:

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2º) En dos tubos de ensayo poner por separado 1 ml de formaldehido y 1 ml de
acetaldehido. Poner en cada uno de ellos 1'5 ml de una disolución de NaOH 6 M, dejándola
resbalar por las paredes de los tubos; caliéntalos durante 3 a 5 minutos. Observa los cambios y
trata de explicar la formación de resinas.
Repite el experimento con una disolución de NaOH al 5%. El posible olor
desagradable que se observa en el tubo del acetaldehido se debe al 2 butenal.
Vuelve a analizar el proceso de formación de resinas tratando de explicar el efecto de
la concentración de los álcalis. Anota tus observaciones:
3.- Conclusiones.
Redacta en las hojas siguientes tus observaciones y conclusiones referentes a las
experiencias que acabas de realizar:

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