Informe prácticas de Química

INFORME DE PRÁCTICAS DE
LABORATÓRIO DE QUÍMICA
Fundamentos de Ciencias de la Materia
José María García de Prado
Facultad de Ciencias de la Educación

INFORME DE PRÁCTICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA
2
Índice
1ª Práctica pág. 4

3
1ª PRÁCTICA
DENSIDAD
a) El objetivode la práctica es calcular la densidad de cada objeto, para posteriormente
determinar el material que lo compone.
b) El objetivo de la segunda práctica es comparar la densidad del diclorometano con la
del agua.
Materiales y reactivos usados:
 Bola esférica
 Cilindro
 Probeta de 250 ml
 Probeta de 10 ml
 Matraz Erlenmeyer
 Diclorometano
 Agua
Primera práctica de densidad:
Cogemos una probeta graduada de 250 ml, la llenamos hasta los 50 ml. A continuación
pesamos una esfera y el cilindro (previamente se ha puesto a cero la balanza para evitar
errores en la medición). La pesada se realiza tres veces para evitar variaciones y los pesos
definitivos para la esfera se establece en 49,96 g. y para el cilindro en 57,60 g. Medimos el
volumen que sube en la probeta al añadir cada objeto dando unos resultados de:
Esfera: Volumen final (56 ml) – volumen inicial (50 m)l = Diferencia 6 ml
Cilindro: Volumen final (70 ml) – volumen inicial (50 ml) = Diferencia 20 ml
Aplicando la fórmula de la densidad 𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 =
𝑀𝑎𝑠𝑎
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
daría como resultado:
Densidad dela esfera: 𝑑 =
49.96 𝑔
6 𝑚𝑙
= 8.32 g/ml
Densidad del cilindro: 𝑑 =
57.60 𝑔
20 𝑚𝑙
= 2.88 g/ml

4
Concluyoque determinadaladensidadde losdosobjetos,que laesferaestácompuestapor
Níquel yel cilindroestácompuestoporAluminio.
Segunda práctica de densidad:
Se va a determinarladensidaddeldiclorometanoy del agua, para ello pesamos la probeta de
10 ml que disponemos dando como resultado 45.77 g. A continuación, llenamos la probeta
con 3 ml de diclorometano para determinar la densidad del líquido, la volvemos a pesarla
probeta con el líquido en su interior, dando de resultado 49.30 g.
Realizamos la operación de 45.77 g – 49,30 g= 3.53 g
Aplicando la fórmula de la densidad: 𝑑 =
3.53 𝑔
3 𝑚𝑙
= 1.176 g/ml
A continuación procedemos a determinar la densidad del agua haciendo la misma operación
descritaanteriormente, dandocomoresultado enlapruebarealizadaenlaboratorio0.94 g/ml.
Aunque es ya consabido que la densidad real es de aproximadamente 1 g/ml.
Concluyo que el diclorometano es, por tanto más denso que el agua.
Conclusiones finales:
La densidadesunade laspropiedadescaracterísticasde lassustanciasquímicas.Se expresaen
g/ml.La densidaddel aguacorresponde a1g/ml,aunque al determinarlo experimentalmente
hubouna pequeñadiscrepanciade 0.06 g/ml.Todas lasmuestrasestudiadasdieronresultados
superioresendensidadenrelaciónconel agua.Y por último,aunque todaslasexperiencias se
realizaronatemperaturaambiente,estápodrámodificarlamediciónde ladensidadal variarel
volumen generando un mínimo margen de error dependiendo de la temperatura a la que se
realice la medición.
SOLUBILIDAD
a) El objetivo de la práctica es realizar disoluciones con Nitrato de potasio, Cloruro de
sodio y con Bicarbonato de sodio.
 Nitrato de potasio
 Cloruro de sodio
 Bicarbonato de sodio
 3 buretas
 3 matraces Erlenmeyer de 25 ml

5
 1 baño de agua
 3 soportes metálicos
 3 pinzas metálicas
 1 placa calefactora
 1 termómetro
Disoluciónde Nitrato de potasio
En primerlugarse ha puestoacero la balanzapara evitarerroresenla mediciónpesamos2g.
de Nitratode potasio.A continuación,echamosel Nitratode potasioenuntubode ensayoy
añadimoslamismacantidadde agua cada vez(1 ml),de tal manera que comprobamoscon
cada ml añadido comova disolviéndose,asíhasta observarque se ha disueltocompletamente
Para el nitratode potasionos ha hecho falta6 ml de agua para una completadisolución.
Realizamoslocálculosnecesariosparadeterminarlasolubilidadatemperaturaambiente.
6 ml  2g
X= solubilidad 33,33 g/100ml
100 ml  x g
Disoluciónde Cloruro de sodio
Procedemosde lamismaformay con lasmismaspautasque con el reactivoanterioryusando
lasmismasmediciones. Para2 g de clorurode sodiohacenfalta11 ml de agua, por loque:
11 ml  2g
100 ml  x g
Disoluciónde Bicarbonato de sodio
Realizamoslamismasiguiendolasmismaspautasperocambiandolacantidaddel reactivo,
que estavezes 1 g. Se le añade la cantidadmínimade agua de 1 ml hastadisolverel soluto,
dandocomo resultado:
13 ml  1g
100 ml  x g

6
2ª PRÁCTICA
SEPARACIÓN DE LÍQUIDOS INSOLUBLES O DECANTACIÓN.
a) El objetivo de la práctica es la comprobación de la mayor o menor densidad del
diclorometano frente al agua.
b) Comprobar cuál de los dos reactivos es más denso e identificar en que muestra está
disuelto el yodo.
c) Mostrar la reacción que se produce al mezclar los reactivos.
 Diclorometano
 Disolución acuosa de yodo al 0.1%
 Tiosulfato de sodio
 1 embudo de decantación
 2 matraces Erlenmeyer de 100 ml
 1 probeta de 50 ml
 1 gradilla con dos tubos de ensayo
 1 soporte metálico
 1 arandela metálica
 1 doble nuez metálica
 1 espátula
En primerlugarse vierte en un tubo de ensayo una cantidad de 1 ml de diclorometano y 2 ml
de agua. Al agitar observamos que el agua se queda encima del diclorometano al ser menos
densa.
En este apartado, en primer lugar introducimos en un embudo de decantación 50 ml de
diclorometano. Después vertimos 50 ml de disolución acuosa de yodo.
Agitamos y comprobamos que el diclorometano es más denso que la disolución acuosa de
yodo,a continuacióncolocamosunmatrazErlenmeyerpararecogerel diclorometano primero
por sermás densoy posteriormente ladisolución acuosa en otro matraz. A este proceso se le
denomina decantación.
En un tubo de ensayo se introduce unas gotas de la disolución coloreada que hemos teñido
anteriormente yle añadimosunoscristalesde tiosulfatode sodio. Al agitar observamos como
la disolución teñida pierde su color debido a que el tiosulfato sódico reacciona con el iodo
haciendo que este se separe del diclorometano.

7
Se concluye que lafase más densaesla del diclorometano,el Yodoestádisuelto en el agua en
un principio y ha pasado al diclorometano por ser más soluble en este último compuesto. A
este fenómenofísico(puestoque nocambialacomposición) se le denomina extracción. Pero
tras la agregación de Tiosulfato de sodio se produce un fenómeno químico que cambia la
composición y por eso desaparece el color característico que poseía anteriormente.
SEPARACIÓN DE LÍQUIDOS POR DESTILACIÓN.
a) El objetivode laprácticaesla separación de dos líquidos solubles e incoloros a través
de la destilación, para poder determinar qué productos son por medio de la
comprobación de sus densidades.
 Plato poroso
 1 manta porosa
 1 matraz de fondo redondo de 500 ml
 1 pieza acodada a 75º con boca roscada
 1 termómetro
 1 refrigerante
 1 colector acodado con conexión para vacio
 3 vasos de precipitados
 2 soportes metálicos
 2 pinzas metálicas
 2 nueces metálicas
Se nos propone separar una solución desconocida. Para ello vertemos 100ml de la solución
desconocidaenunaprobeta.Posteriormenteesta cantidad la trasladamos al matraz de fondo
redondo con un trocito de plato poroso. Introducimos el matraz en la manta calefactora y
conectamos el codo de 750
centígrados. Abrimos el paso de agua por el refrigerante para que
circule la corriente de agua u provoque el enfriamiento de los gases. Observamos que a 78
grados centígradoslatemperaturapermanece constante yse comienza a recoger las primeras
gotas del primer líquido siendo éste alcohol etílico. Se obtiene 60 ml de dicho líquido.
Continuamos calentando hasta que a los 170 grados centígrados aproximadamente se
mantiene estable y comenzamos a obtener el segundo líquido siendo alcohol bencílico. Los
líquidos se recogen en vasos de precipitados distintos y dando un resultado tras finalizar la
destilación de 40 ml y de 21 ml respectivamente.
Aplicando la fórmula de la densidad del primer líquido 𝑑 =
32.9 𝑔
40 𝑚𝑙
= 0.81 g/ml

8
Aplicamos ahora la fórmula para el segundo líquido 𝑑 =
20.75 𝑔
21 𝑚𝑙
= 0.98 g/ml
Concluyoque a los 780
centígrados se comienza a destilar la primera fracción permaneciendo
constante debido al calor latente. El olor que desprende la sustancia es similar al alcohol,
aunque en realidad se trata del etanol. La segunda fracción comienza a destilar a los 1700
centígrados,el colorde lanuevasustanciaesalgo más blanquecina y su olor es dulce. Se trata
del alcohol bencílico.
Por último, comentar que si en la sustancia inicial existieran otras sustancias sólidas, estas
quedarían en el matraz de fondo redondo.

9
3 ª PRÁCTICA
PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES
a) El objetivo de la práctica es la preparación de una disolución de tiosulfato de sodio
(S2O3Na2) 0.25 M. a partir de tiosulfato de sodio cinco hidratado (S2O3Na2 x 5H2O)
b) El objetivo de la siguiente práctica es la preparación de 100 ml de disolución de
amoniaco (NH3) 0.5 M. a partir de una disolución de amoniaco al 25 %
 Tiosulfato de sodio cinco hidratado
 Disolución de amoniaco del 25%
 Matraz aforado de 250 ml
 Matraz aforado de 100 ml
 2 tapones de teflón
 1 espátula
Preparación de una disolución de tiosulfato de sodio.
Tomando nota de los datos del problema incluidos en la pizarra
Tenemos que preparar un disolución de 250 ml de (S2O3Na2 x 5H2O). Se calcula el peso en
gramos del tiosulfatode sodiocincohidratadoapartir de lospesos mostrados por elementos.
Obteniendo 248 g, que correspondería a un mol de sustancia.
A continuación hallaríamos los moles de Tiosulfato necesarios para realizar una disolución
0.25 (M)
0.25 (M) =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
0.25 𝑙 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
=0.0625 moles de Tiosulfato de sodio
A continuación hallamos los gramos de soluto que tendremos que añadir
0.0625 moles de tiosulfato de sodio =
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑡𝑖𝑜𝑠𝑢𝑙𝑓𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜
157.92 𝑔 𝑑𝑒 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙 𝑎 𝑟
= 9.87gramos de Tiosulfato de sodio
Para poder establecer la concentración exacta, ahora tenemos que hallar el porcentaje
correspondiente del Tiosulfatode sodiodentrodel compuesto hidratado realizando una regla
de tres y obteniendo que de los 247.92 gramos del compuesto hidratado, el 157.92 es
tiosulfato por lo que tras la operación deducimos que para los 9.87 gramos necesarios, son
requeridos 15.49 g del compuesto hidratado.
Finalmente se diluyen los 15.49 g de (S2O3Na2 x 5H2O) en 250 ml de agua

10
Preparación de la disolución de amoniaco
Se pretende preparar una disolución de 100 ml de NH3 (amoniaco), 0.5 Molar utilizando una
disolución de NH3 al 25%
Planteamos las operaciones de la misma forma que el anterior.
0.5 (M) =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
0.1 𝑙 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
=0.05 moles de amoniaco
Tras la obtención de este dato, se procede a calcular el peso en gramos del amoniaco por
medio de la fórmula de
Número de moles =
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑛 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
0.05 moles de Tiosulfato de sodio =
𝑥 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
17 𝑔 (𝑃𝑀 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜)
=0.85 g de NH3
Finalmente a través de una regla de tres se calcula los ml de disolución que tenemos que
agregar para realizar la disolución final.
Teniendo en cuenta que es al 25%, a 0.85 g le correspondería 3.4 ml de solución.
DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO POR EFECTO DEL IÓN
COMÚN
a) El objetivo de la práctica es observar el desplazamiento del equilibrio químico por
efecto del Ión común. NH3+H2O  NH4
+
+ OH-
b) Segundo objetivo es el estudio del equilibrio químico de 2CrO4
=
+ 2H+
 Cr2O7
=
+ H2O
 Disolución acuosa de trihidruro de nitrógeno (amoniaco) 0.5 Molar
 Disoluciónacuosade tetraoxocromato(VI) de potasio(cromatode potasio) 0.5
Molar
 Disolución acuosa de ácido clorhídrico 6 Normal
 Cloruro de amonio
 Cloruro de magnesio
 Hidróxido de sodio
 1 gradilla
 5 tubos de ensayos
 1 pipeta de 5 ml
 1 aparato de succión
 1 espátula

11
NH3+H2O  NH4
+
+ OH-
Tomamos dos tubos de ensayo y le añadimos a cada uno 4 ml de amoniaco (NH3) 0.5 molar, a
continuación añadimos una gota a cada tubo de fenolftaleína. En uno de los tubos de ensayo
agregamos unos cristales de cloruro de amonio (ClNH4), 200 mg aprox. y agitamos hasta la
disolución completa.
Se observa que el primero se obtiene un color rosa (básico) y al tubo de ensayo en el que
agregamos los cristales de cloruro de amonio (ClNH4) se vuelve mucho más claro, menos
básico. Esto se explicaporque hahabidoundesplazamiento en la reacción provocando que la
disolución se convierta más ácida. Esto se explica porque el cloruro de amonio (ClNH4)
provoca el desplazamiento del equilibrio para crear más amoniaco.
Posteriormente repetimosel procedimientoanterior,perosustituyendoloscristalesde cloruro
de amonio (ClNH4) por cloruro de magnesio (Cl2Mg), 200 mg aprox. y agitamos. Observamos
que con el tuboque contiene clorurode magnesio(Cl2Mg) precipita en forma de hidróxido de
magnesio [ Mg(OH)2 ] y en el otro no ocurre precipitado alguno.
2CrO4
=
+ 2H+
 Cr2O7
=
+ H2O
Cogemosuntubo de ensayoyle añadimos4 ml de disoluciónde cromatode potasio (CrO4), a
continuación en el mismo tubo agregamos unas gotas de ácido clorhídrico (HCL) 6 Molar. Se
observa que la reacción se desplaza hacia la derecha provocando cambio en el equilibrio
químico. El color se torna anaranjado, pero si le añadimos una lenteja blanca de NaOH (sosa
caústica), la reacción se desplaza hacia la derecha neutralizando el equilibrio.

12
4ª PRÁCTICA
DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO SALINO Y DEL PH DEL AGUA DEL
MAR
a) El objetivo de la práctica es determinar el contenido salino del agua del mar.
b) El objetivoesladeterminacióndelPHde lamuestradel agua del mar y compararlacon
la del agua del grifo.
 1 capsula de porcelana
 1 arandela de soporte
 1 rejilla de amianto
 1 gradilla
 6 tubos de ensayo
 1 pipeta
 Agua de mar
 Agua de grifo
 Disolución de azul de bromotimol
 Disolución de púrpura de meta-cresol
Tomamosla cápsulade porcelana y la pesamos dando 75.44 g., llenamos la probeta con 50 ml
de agua salada y vertimos el agua de mar sobre la cápsula obteniendo una pesada de todo el
conjuntode 125.91 g. A continuacióncalentamos enlaplaca calefactora hasta que se evapora
para así obtener la sal.
Una vez evaporadael agua se procede al pesado de la cápsula y su contenido en varias fases,
tras cada pesadase vuelve acolocarenla placa calefactorahastaque coincida las mediciones,
lo que nos indicará que todo el agua se ha evaporado por completo
1ª pesada 78.21g
2ª pesada 77.38g
3ª pesada 77.31g
4ª pesada 77.31g – 78.21g = 0.9 g
Como lo solicitado es el tanto por ciento de sal que hay en el agua de mar, se realizan los
cálculos necesarios de:

13
Si para 50 ml de agua de mar hay 0.9 g de sal, para 100 ml hay 1.8 g de sal.
Continuamos con los problemas requeridos. Vertemos 0.5 ml, 1 y 1.5 ml de agua con sal en
trestubos de ensayospormediode lapipeta.Repetimoslascantidadesen otros tres tubos de
ensayos. Entresde ellos vertemostambién unindicadorcomoel bromotimol y agitamos. Tras
esto y con la ayuda de las tablas de PH observamos que los indicadores son superiores a 7.6,
por lo que repetimos el procedimiento con las otras tres muestras y con meta-cresol para
comprobar el PH dando como resultado un índice de 8.6.
Seguidamente realizamos el mismo procedimiento, pero con agua del grifo. Marcamos las
mismas pautas descritas en el procedimiento anterior pero con el indicador de bromotimol
podemos concluir que el PH del agua del grifo es de 7.2.
Finalizada la práctica se concluye que el meta-cresol ha sido el indicador más fiable para el
agua de mar, mientrasque el bromotimol hasidosuficienteparadetectar el del agua de grifo.
VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE
a) Determinación de la cantidad de ácido clorhídrico en una disolución acuosa
Materiales y reactivos usados
 1 soporte metálico
 1 nuez metálica
 1 pinza metálica
 1 bureta
 1 embudo de vidrio
 1 matraz Erlenmeyer de 250 ml
Vertemos en una bureta hidróxido de sodio (NaOH) 0.3546 Normal, luego vertemos en un
matraz Erlenmeyer 50 ml de ácido clorhídrico (HCL) de concentración desconocida y
agregamos una gotade fenolftaleínapara saber cuando se produce el viraje. Después se abre
la bureta,dejamosque pocoa poco caiga la solución acuosa de NaOH (todo el procedimiento
sin dejar de remover el matraz Erlenmeyer) y se observa cuando el HCL pasa a ser rosa.
En dos intentos determinamos al realizar los cálculos necesarios que:
1º Intento
8ml x 0.3546 mol/1000 ml = 0.0028 moles
0.0028 moles HCL x 36.5 g/1 mol= 0.102 g
La concentración será: 1000 ml x 0.102 g/24 ml=4.25g

14
2º intento
7ml x 0.3546 mol/1000 ml= 0.0024 moles
0.0024 moles x 36.5 g/ 1 mol= 0.087 g
La concentración será: 1000 ml x 0.087g/24 ml= 3.65 g
Como finalización de la práctica se explica que el viraje se ha producido por llegar a un
equilibrioentre ácido-base(dato que nos confirma el cambio de color de la fenolftaleína que
ha pasado de transparente a rosa) En este momento de la neutralización el número de
equivalentes-gramos es el mismo.

15
5ª PRÁCTICA
CINÉTICA QUÍMICA: ESTUDIO CUALITATIVO
a) Determinación de la velocidad de reacción
Materiales y reactivos usados
 1 baño
 1 pinza de madera
 1 termómetro
 1 gradilla
 6 tubos de ensayos
 1 pipeta
 1 embudo de vidrio
 Cinc (polvo)
 Hierro (limaduras y clavo)
Medida de la velocidad de reacción
Vertemos en un tubo de ensayo 3 ml de la disolución de HCL 2N y vertemos, previo
pesado exacto, 0.2 g de cinc en polvo. Tras medir con un cronómetro el periodo de
tiempo de reacción del Zn con el HCL, que pasa a ZnCl2 (cloruro de cinc) con
desprendimiento de H2 en exactamente 28 segundos.
Usando la fórmula de 𝑉𝑚 =
variación de la concentración
𝑖𝑛𝑡𝑒𝑟𝑣𝑎𝑙𝑜 𝑑𝑒 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜
podemos determinar que
La velocidad de reacción ha sido 0.0363 g/seg.
Factores que afectan a la velocidad de reacción
Realizamosel mismo procedimiento,peroestavez usando la disolución 6 Normal, pero
enesta ocasiónacabó el tiempode prácticasyla reaccióncontinuabasuproceso.Lo que
nos indica que la velocidad a la que se realiza es considerablemente superior a la
anterior.

16
Reacción: Zn + 2HCL  ZnCl2 + H2 (g) 
Para las siguientes experiencias se siguen las mismas pautas del ensayo anterior, pero
sustituyendo el reactivo Zn, por el Fe (hierro) en forma de limaduras y de clavo y con
disolución de HCL 6 Normal.
Las conclusionesque se observandancomo resultado que dependiendo de la cantidad
de superficie expuesta de hierro (Fe) al ácido clorhídrico (HCL) acelera la reacción
llegando producirse la reacción en la que los productos finales son cloruro de hierro
(FeCl3) y desprendimiento de hidrógeno (H2)
Reacción: 2Fe + 6HCL  2FeCl3 + 3H2 (g) 
Por último se vuelve a realizar la misma experiencia anterior con limaduras de Fe
(hierro) yladisoluciónde HCL6 Normal,peroaumentandolatemperaturapormediode
un baño a 90o
, durante 15 minutos. Se desprende como conclusión que, no sólo la
concentración de los reactivos afecta las velocidades de las reacciones, sino que la
temperatura también afecta estas velocidades.

Informe prácticas de Química

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

La actualidad más candente (20)

Similar a Informe prácticas de Química

Similar a Informe prácticas de Química (20)

Más de José María García de Prado

Más de José María García de Prado (20)

Último

Último (20)

Informe prácticas de Química