MANUAL QUImica CIENCIAS AGRARIAS de la universidad

LABORATORIO QUÍMICA GENERAL
CIENCIAS AGRARIAS 2024
Docente: Ms. Karol Mariella Pérez Guzmán 1
FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS
PROGRAMA DE ESTUDIOS DE MEDICINA VETERINARIA Y
ZOOTECNIA E INGENIERÍA AGRÓNOMA
GUÍA DE PRÁCTICAS DE
LABORATORIO
QUÍMICA GENERAL
2024

GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE
QUÍMICA GENERAL
APELLIDOS Y NOMBRES:
………………………………………………………………………………….……
………………………………….……………………………..……….….……….
DOCENTES:
…………………………………………………………………..………....……..…
………………………………………………………………………..……..….…….
………………………………………………………………………….…..…………
MESA DE TRABAJO:
……………………………………………………………….……....……….
CICLO:
……………………………………………………………….……….….……
SEMESTRE:
………………………………………………………………....……..…..….

INDICE
Pág.
Introducción 4
Normas de seguridad e higiene en el laboratorio de química 5
Criterios de evaluación en laboratorio 10
Seminario 1: Nomenclatura de compuestos binarios 12
Seminario 2: Nomenclatura de compuestos ternarios 16
Práctica N° 01: Reconocimiento y uso de materiales y equipos de laboratorio 19
Práctica N° 02: Propiedades físicas de la materia 29
Práctica N° 03: Separaciones físicas de la materia 36
Práctica N° 04: Enlace químico 47
Práctica N° 05: Reacciones químicas 54
Práctica N° 06: Reacciones Redox 62
Práctica N° 07: Rendimiento de una reacción química 70
Práctica N° 08: Preparación de soluciones 77
Práctica N° 09: Titulación Acido- Base 85
Práctica N°10: Determinación de pH 91

INTRODUCCIÓN
Este Manual de prácticas de Laboratorio, aborda el estudio de la Química General a nivel
práctico de laboratorio donde se realizan experimentos que permiten a los estudiantes
participar y confirmar mediante su propio descubrimiento, algunas reacciones químicas,
leyes y principios que unifican la química y la hacen más comprensible.
El método utilizado es la observación de formas cualitativas, medidas cuantitativas y
bajo condiciones experimentales controladas.
Se dispone de una programación temática organizada y puntual, tal que permita
aprender a reconocer y a utilizar los principios importantes, la anotación de datos y de
los resultados de los cálculos, de tal forma que se pueda apreciar y comprender las
teorías que han sido propuestas e inferirse deducciones objetivas fácilmente y confirmar
el aprendizaje de leyes químicas existentes.
Al final se somete al estudiante a interrogantes sobre el tema en forma de cuestionario,
que permitirá a éste investigar otras fuentes y complementar el aprendizaje.
Trujillo, Marzo de 2024

NORMAS DE SEGURIDAD E HIGIENE EN EL LABORATORIO DE QUIMICA
Referentes al ambiente de trabajo:
1. El lugar de trabajo debe estar bien ventilado y las ventanas y puertas deben ser
de fácil apertura.
2. Las mesas, sillas, bancos, pisos y el mobiliario en general deben estar en buen
estado y completamente secos para evitar accidentes.
3. Los enchufes y cables eléctricos no deben estar rotos o pelados; siempre deben ir
empotrados en la pared para que no haya contacto con el calor ni con el agua.
4. Los sistemas de cañerías de agua, gas y tuberías de desagüe deben estar en buenas
condiciones sin ninguna fuga.
5. Los armarios y estanterías deben ofrecer un almacenamiento para aparatos y
productos químicos y estar siempre en perfecto orden, y rotulados adecuadamente.
Referentes a los estudiantes en el laboratorio:
1. Cada estudiante es responsable de los materiales y equipos que utiliza en el
laboratorio; teniendo en cuenta que la mayoría de materiales son de vidrio y
susceptibles a romperse y de alto costo.
2. Es obligatorio el uso de guardapolvo (mandil) y zapatos cerrados, ya que evitará
accidentes, como quemaduras de la piel con sustancias químicas. El uso de gafas de
seguridad y guantes de nitrilo es opcional.
3. El laboratorio es un lugar de trabajo; no hay lugar para juegos ni bromas, no olvide
guardar orden, seriedad y responsabilidad.
4. En el laboratorio no se podrá fumar, tomar bebidas ni ingerir cualquier tipo de
alimentos.
5. Es imprescindible la limpieza del laboratorio después de cada práctica, el
instrumental y utensilios deben quedar limpios y ordenados conforme lo
encontraron al principio.
6. En las mesas de laboratorio o en el suelo, no pueden dejarse prendas de vestir,
cuadernos, mochilas, etc., que puedan entorpecer el trabajo o la salida rápida en
caso de emergencia. Se indicará el lugar adecuado donde Ud. deberá dejarlo.

Referentes a la utilización de productos químicos:
1. Antes de utilizar un determinado compuesto, asegurarse, que es el que se necesita;
para ello leer bien la etiqueta que lleva el frasco.
2. Como regla general, no utilizar ningún producto químico sin que antes el profesor lo
haya indicado o proporcionado.
3. No devolver nunca a los frascos de origen los sobrantes de los productos utilizados
sin consultar al profesor.
4. Es de suma importancia tener cuidado cuando los productos químicos de desecho
se viertan al desagüe, aunque estén debidamente neutralizados, enseguida se debe
echar abundante agua.
5. La manipulación de los reactivos no se hace directamente con las manos, hay que
utilizar los materiales (espátulas, pinzas, etc.) pertinentes.
6. No pipetear con la boca los productos tóxicos. Utilizar perilla o goma de succión.
7. Los ácidos requieren un cuidado especial. Cuando queremos diluirlos, nunca se debe
echar agua sobre ellos; siempre, al contrario, es decir, ácido sobre el agua
8. Los productos inflamables, no deben estar, ni ser utilizados cerca de fuentes de
calor, tales como: estufas, mecheros, cocinas eléctricas, etc.
9. Cuando se vierta cualquier producto químico debe actuarse con precaución, sin
precipitarse.
10. Si ocurre un accidente avisar inmediatamente al profesor.
Referentes a la utilización de materiales y equipos:
1. Debe tenerse cuidado con la fragilidad de los materiales y equipos de vidrio, para su
manipulación. Ejemplo al sujetarlos a un medio de soporte.
2. El vidrio como el fierro caliente no se diferencia a simple vista del vidrio o fierro frío.
Para evitar quemaduras, dejarlo enfriar antes de manipularlos.
3. Las manos se protegerán con guantes o trapos cuando se introduzca un tapón en un
tubo de vidrio.
4. Cuando se determinen masas de productos químicos con balanzas, se utilizará un
papel sobre los platos de la misma y, en ocasiones, será necesario el uso de un
"vidrio de reloj" para evitar afectar los platos por parte de sustancias corrosivas.
5. Las balanzas deben estar calibradas sobre una base firme, para evitar vibraciones, y
libre de corrientes de aire para obtener una lectura precisa debido a que son
equipos muy sensibles.

6. El uso de mecheros a gas requiere un cuidado especial: si se advierte su olor, cerrar
la llave y avisar al profesor.
7. Si se vierte un producto inflamable, córtese inmediatamente la llave general de gas
y ventilar muy bien el local.
8. Los mecheros de alcohol también deben de tener sumo cuidado ya que el alcohol es
bastante inflamable; se debe evitar ser derramado.
PICTOGRAMAS DE SUSTANCIAS QUÍMICAS PELIGROSAS
Peligros Físicos
*Explosivos
Sustancias y preparados que pueden explosionar bajo el efecto de una llama.
*Líquidos Inflamables
Sustancias y preparados cuyo punto de ignición sea igual o superior a 2°C e inferior a
55°C.
*Líquidos Comburentes
Sustancias y preparados que, en contacto con otros, particularmente con los
inflamables, originan una reacción fuertemente exotérmica.
*Gases comprimidos

Algunos pueden explotar con el calor: son gases comprimidos, licuados o disueltos. Los
licuados refrigerados pueden producir quemaduras o heridas relacionadas con el frío
(quemaduras o heridas criogénicas)
*Corrosivo para metales
Pueden atacar o destruir metales
Peligros para la salud Humana
*Toxicidad aguda
Producen efectos adversos sobre la salud incluso en pequeñas dosis. Pueden provocar
náuseas, vómitos, dolores de cabeza, pérdida de conocimiento e incluso la muerte.
*Corrosión cutánea
Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos vivos puedan ejercer sobre
ellos una acción destructiva.
*Irritación cutánea
Sustancias y preparados no corrosivos que por contacto inmediato, prolongado o
repetido con la piel o mucosas pueden provocar una reacción inflamatoria.
*Peligro por aspiración
Se puede referir a productos cancerígenos, productos mutagénicos, productos tóxicos
para la reproducción, productos que pueden modificar el funcionamiento de ciertos
órganos, productos que pueden entrañar graves efectos sobre los pulmones, productos
que pueden provocar alergias respiratorias.
• Carcinógenos
Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración cutánea
puedan producir cáncer o aumento de su frecuencia.
• Teratogénicos
puedan inducir lesiones en el feto durante su desarrollo intrauterino.
• Mutagénicos
puedan producir alteraciones en el material genético de las células.
*Peligroso para el medio ambiente.
Sustancias y preparados cuya utilización presente o pueda presentar riesgos inmediatos
o diferidos para el medio ambiente y organismos del medio acuático.

Referente a primeros auxilios en el laboratorio:
Siempre que se realiza una práctica o un experimento uno está expuesto a sufrir un
accidente a pesar de que se tomen todas las precauciones, frente a cualquier
accidente tenga en cuenta las siguientes recomendaciones:
• Frente a quemaduras pequeñas, lave la parte afectada y avise de inmediato al
profesor. Si la quemadura es extensa se requerirá tratamiento médico de
inmediato.
• Si algún reactivo afecta sus ojos, lave el ojo con abundante agua, pero nunca
toque los ojos.
• Cualquier contacto con ácidos o bases lave la parte afectada con abundante agua
luego manténgala durante un tiempo en el agua. Excepto el ácido sulfúrico que
debe avisar al profesor para que actúe de inmediato.
• Si tiene un corte pequeño, lave la herida con agua y una gasa estéril aplique una
solución yodada para prevenir una infección. Deje secar y coloque una venda.

CRITERIOS DE EVALUACION EN LABORATORIO
I. ¿Cómo seré evaluado en laboratorio?
Para que el grupo de laboratorio se haga acreedor a una buena calificación
tendrá que cumplir algunas las normas establecidas en el laboratorio; recuerde
que habrá un profesor por cada mesa con diez alumnos, entonces podrá evaluar
con toda certeza su desempeño y proactividad en la práctica, también se
evaluará lo aprendido de la práctica anterior conjuntamente con la presentación
del informe de practica que se realizará y entregará la práctica siguiente.
II. ¿Cómo presentar el informe de laboratorio?
2.1 Carátula:
La caratula debe incluir lo siguiente:
2.1.1 Nombre de la Universidad
2.1.2 Programa de estudios
2.1.3 Titulo de la práctica
2.1.4 Nombre de los docentes
2.1.5 Nombre de los integrantes
2.1.6 Ciclo
2.1.7 Fecha
La cual tendrá el siguiente esquema:
UNIVERSIDAD PRIVADA ANTENOR ORREGO
FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS
PROGRAMA DE ESTUDIOS DE …………
LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL
PRÁCTICA Nª………….
“TÍTULO DE LA PRÁCTICA”
DOCENTES:
- …………………………………
INTEGRANTES DEL GRUPO:
- …………………………………… (*) (*) Por orden alfabético de Apellido
HORARIO: …………………….(día y hora)
GRUPO Nº: ……..……
FECHA DE PRESENTACIÓN DEL INFORME: …………………….

2.2 Contenido:
El Informe debe incluir el desarrollo a mano del Cuestionario que se
encuentra en el Manual de Laboratorio, al final de cada práctica.
III. Forma de evaluar:
3.1 . Paso escrito Semanal
Cada semana, en los primeros 20 minutos del horario de práctica de
laboratorio, se evaluará lo aprendido en la práctica anterior, la
calificación será de cero a veinte.
3.2. Informe semanal de práctica de laboratorio
La presentación del informe es grupal, se presentará la siguiente práctica
redactado a mano y tendrá un calificativo de cero a veinte.
* Presentación del informe
Se presentará en papel bond A4, incluye la caratula completa, letra clara
y legible, orden y limpieza en la redacción y dibujos y esquemas bien
hechos.
3.3. Nota Actitudinal
Involucra asistencia, puntualidad, trabajo en equipo, responsabilidad en
grupo.
IV. El promedio de laboratorio
El promedio de laboratorio, es el promedio de las notas de todos los informes
más las notas de los exámenes semanales. Estos serán subidos al campus
virtual las semanas 9 y 15 del semestre.

SEMINARIO 1: NOMENCLATURA DE COMPUESTOS BINARIOS
I. CAPACIDADES
1.1 Diferencia entre estado de oxidación y valencia.
1.2 Aprende estados de oxidación de los principales elementos químicos.
1.3 Calcula los estados de oxidación de los elementos químicos en un
compuesto y en un ion.
1.4 Nombra compuestos binarios usando sistemas de nomenclatura
tradicional(clásica), stock y sistemática.
II. FUNDAMENTO TEORICO
Nomenclatura Inorgánica
El objetivo de la formulación y nomenclatura química es que a partir del
nombre de un compuesto sepamos cuál es su fórmula, y a partir de la
fórmula sepamos cuál es su nombre.
Antiguamente esto no era tan fácil, pero gracias a las normas de la
I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) la formulación
resulta ahora más sencilla.
El número de oxidación
Es un número entero que representa el número de electrones que un
átomo aporta (comparte o cede) cuando forma un compuesto químico.
Determinación del Estado de oxidación de un elemento que forma parte
de un compuesto o ion.
Se debe considerar lo siguiente:
• La suma de estados de oxidación de los elementos que forman parte
de un compuesto es igual a cero.
• La suma de estados de oxidación de los elementos que forman parte
de un ion es igual a su carga.
Ejemplo:
+1 -2
H2SO4
+2 -8 +2 + X + (-8) = 0 → X = +6

ESTADOS DE OXIDACION DE ALGUNOS ELEMENTOS QUÍMICOS
GRUPO IA IIA GRUPO B IIIA IV A VA VI A VIIA
Nº DE
OXIDACIÓN
+1 +2 Ag : +1
Cu, Hg : +1, +2
Au, Tl : +1, +3
Cd, Zn : +2
Fe, Co, Ni: +2, +3
Pt, Pb, Sn: +2, +4
+3 +/-4
+2
5+
+/-3
1+
6+
4+
+/-2
7+
5+
3+
+/-1
PRINCIPALES
ELEMENTOS
H
Li
Na
K
Rb
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
B
Al
Ga
C
Si
Ge
N
P
As
O
S
Se
Te
F
Cl
Br
I
ELEMENTO(S) Nº DE OXIDACIÓN CASOS
O
-2 Mayoría de compuestos (óxidos, hidróxidos, ácidos,
etc)
-1 Peróxidos
-1/2 Superoxidos
H
+1 Mayoría de compuestos (ácidos, etc)
-1 Hidruros metálicos
F, Cl, Br, I -1 Ácidos Hidrácidos / Sales Haloideas
S, Se, Te -2 Ácidos Hidrácidos / Sales Haloideas
Cr
2+, 3+ óxido básico
6+ óxido ácido
Mn
2+, 3+ óxido básico
+4 Anfótero
6+, 7+ óxido ácido

INFORME DE SEMINARIO 1: NOMENCLATURA DE COMPUESTOS BINARIOS
I. Formule o nombre las siguientes especies químicas e indicar la función a la que
pertenecen.
II. Calcule el estado de oxidación de los elementos resaltados con negrita en los
siguientes iones y compuestos. (Detalle cálculos)
a) 𝐶𝑎𝑪𝑂2 b) H3PO4 c) SO4
-
N° SUSTANCIA QUIMICA FORMULA/NOMBRE
FUNCIÓN
QUIMICA
1 Sulfuro estannoso
2 Trióxido de dihierro
3 Ácido cianhídrico
4 Oxido cobaltico
5 Cr2O3
6 Br2O7
7 H2Te(g)
8 Hg2O
9 Anhídrido teluroso
10 Se2O3
11 Anhídrido hipocloroso
12 CuO
13 Trióxido de dicloro
14 Peróxido lítico
15 Hidruro de sodio y boro

d) NaNO2 e) SrO2 f)KMnO4
III. Con los siguientes iones formule y nombre compuestos químicos que Ud. crea
conveniente.
Nº IÓN FÓRMULA
DEL IÓN
FÓRMULA DEL
COMPUESTO
NOMBRE
1 Peróxido
2 Óxido
3 Hidruro
4 Sulfuro
5 Catión hidrógeno
IV. Escriba la fórmula de los compuestos que puedan formar las siguientes parejas de
iones: (en caso no se pueda formar, indíquelo)
Nº IONES Cl1-
H1-
Pb4+
Ni3+
1 Co2+
2 N5+
3 I1-
4 S2-
5 Sr2+

SEMINARIO 2: NOMENCLATURA DE COMPUESTOS TERNARIOS
I. CAPACIDADES
1.1 Diferencia las principales funciones químicas inorgánicas ternarias.
1.2 Nombra hidróxidos y ácidos oxácidos usando sistemas de nomenclatura
clásica, stock y sistemática
1.3 Nombra iones, sales oxisales y haloideas, usando sistemas de
nomenclatura clásica, stock y sistemática
II. FUNDAMENTO TEORICO
2.1 Esquema de las principales funciones inorgánicas

INFORME DE SEMINARIO 2: NOMENCLATURA DE COMPUESTOS TERNARIOS
I. Nombre a las siguientes formulas químicas e indicar la función química a la que
pertenecen:
II. Formular los siguientes nombres químicos e indicar la función química a la que
pertenecen:
N° FORMULA NOMBRE FUNCIÓN QUIMICA
1 𝐌𝐧 (𝐎𝐇)𝟐
2 H2CO3
3 𝐅𝐞𝟑(𝐏𝐎𝟒)𝟐
4 (NH4)2SO4
5 SeO3
2-
6 Ca(NO2)2
7 TeO4
2-
8 Sr(OH)2
N° NOMBRE FORMULA FUNCION QUÍMICA
1 Hidróxido de cromo (III)
2 Acido perclórico
3 Acido crómico
4 Yodato de potasio
5 Bisulfito de sodio
6 Acido hiposulfuroso
7 Hidróxido manganoso
8 Carbonato argéntico

III. Con los siguientes aniones formule y nombre compuestos químicos ternarios
que Ud. crea conveniente.
N° ANIÓN FÓRMULA
DEL ANIÓN
FÓRMULA DEL
COMPUESTO
NOMBRE
1 Hidróxido
2 Cromito
3 Hiposulfito
4 Metafosfato
5 hipoclorito
IV. Escriba la fórmula de los compuestos que puedan formar las siguientes parejas
de iones. (en caso no se pueda formar, indíquelo)
N° IONES MnO4
-
NO2
-
BrO3
-
(PO4)3-
1 Mg2+
2 Co3+
3 Cu+
4 Cd2+
5 H+

PRÁCTICA Nª 01
RECONOCIMIENTO Y USO DE MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO
I. CAPACIDADES
1. Reconoce los diversos materiales, instrumentos y equipos de laboratorio, así como
sus respectivos usos.
2. Utiliza apropiadamente los materiales, instrumentos y equipos de laboratorio.
3. Mide correctamente masas y volúmenes usando los respectivos materiales e
instrumentos de laboratorio.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO:
• Laboratorio
Un laboratorio es un espacio físico donde se desarrolla investigación o
experimentos en torno a un tema preciso para ampliar los conocimientos que en
una determinada ciencia, se tiene sobre un fenómeno o tema en particular.
En un laboratorio los materiales deben ser de buena calidad pues allí se realizarán
investigaciones que, en muchos casos son de vital importancia para ampliar
los conocimientos en un área específica de la ciencia; por ende, el lugar donde se
sitúen debe ser apropiado, contar con una ventilación e iluminación adecuada y
con los instrumentos y materiales que hagan propicio el normal funcionamiento
del lugar.
• Material de Laboratorio
El material de laboratorio puede tener componentes muy variados, desde vidrio
hasta madera pasando por goma, metal y plástico. Estos se emplean y se
componen de diversos instrumentos que cumplen con funciones determinadas.
Las características del material dependerán de su función, ya que la manipulación
de ciertos productos implica riesgos.
Material de vidrio Material de plástico Material de madera

• Medición de volúmenes
Para determinar el volumen de un líquido, debe tenerse en cuenta la formación
del menisco en cada uno de los materiales usados.
Leer menisco a la altura de la vista
Los materiales, instrumentos y equipos de laboratorio se clasifican según su aplicación
y uso.
A. MATERIALES PARA MEDICIÓN DE VOLÚMENES
MEDICIÓN DE VOLÚMENES EXACTOS
FIGURA NOMBRE USO
FIGURA NOMBRE USO

MEDICIÓN DE VOLÚMENES APROXIMADOS
FIGURA NOMBRE USO
B. INSTRUMENTOS PARA LA MEDICIÓN DE MASAS
BALANZAS MECÁNICAS:
FIGURA NOMBRE USO
BALANZAS ELECTRÓNICAS:
FIGURA NOMBRE USO

C. MATERIALES / EQUIPOS PARA CALENTAMIENTO
FIGURA NOMBRE USO
FIGURA NOMBRE USO

D.MATERIALES DE SOSTÉN Y SOPORTE Y AUXILIARES
MATERIALES DE SOSTÉN Y SOPORTE
FIGURA NOMBRE USO
FIGURA NOMBRE USO

MATERIALES AUXILIARES

III. MATERIALES Y REACTIVOS
Todos los que se muestran en el laboratorio y los que se listan en la guía de
practica
IV. PROCEDIMIENTO
A. MEDICIÓN DE VOLÚMENES
a) Medir volúmenes con materiales de medida exacta
• Seleccionar una pipeta de cualquier capacidad y dosificar cantidades
pequeñas de 3 y 5 mL de agua de caño en un vaso de precipitado, usando
la perilla de succión.
• Revisar con la ayuda del profesor la lectura del volumen, utilizando bien el
menisco formado en el material de medida.
b) Medir volúmenes con materiales de medida aproximada
• Seleccionar una probeta de 20 mL por mesa de trabajo y trata de hacer una
medida de 10 ml con agua de caño y observa la dificultad para precisar el
volumen.
• Comparar este material de medida con el anterior y sacar una conclusión.
B. MEDICION DE MASAS
a) Medir masas en las diferentes balanzas de laboratorio
• Seleccionar un objeto liviano (luna de reloj, fiola de 10mL ó un crisol) por
mesa de trabajo, comparar su peso en diferentes balanzas.

v. CÁLCULOS Y RESULTADOS
• Medir volúmenes con materiales de medida exacta
Nº MATERIAL MEDIDA
b) Medir volúmenes con materiales de medida aproximada
Nº MATERIAL MEDIDA
a) Medir masas en las diferentes balanzas de laboratorio
Nº MATERIAL MEDIDA

INFORME DE PRÁCTICA Nº01
RECONOCIMIENTO Y USO DE MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO
I. Escriba el nombre y uso de cada material que se muestra.
a b c d e
II. De acuerdo a lo observado y comentado en clase, responda lo que se pide.
Material Nombre Uso
a
b
c
d
e
N Acción o proceso en el laboratorio Material(es) o equipo usados
1 Llenar una pipeta
2 Pulverizar una muestra
3 pipeta
4 Pesar con una sensibilidad de 0,001 g
5 Sostener un tubo de ensayo
6 Sostener una cápsula de porcelana
7 Varilla de vidrio
8 Bureta
9 Rejilla con asbesto
10 Centrifuga

III. Dibuje el material de laboratorio que se pide en cada caso.
Material de volumen exacto Material para trasvasar
líquidos.
Material para aforar un
matraz volumétrico
Material para sostener una pera de decantación Material para triturar una
pastilla
IV. De respuesta a las siguientes proposiciones:
a) Qué material utilizas para medir 2.47 g………………………………………………..............
b) Qué material utilizas para medir 2.5 mL………………………………..………………………….
c) Uso principal del Balón Engler…………………………………………………………………………….
d) Para qué sirve el tubo refrigerante…………………………………………………………………….
e) En qué casos se usa la Balanza analítica…………………………………..…………………………
f) Cuál es el uso de la Luna de reloj ……………………………………………………………………..

PRÁCTICA Nº02
PROPIEDADES FÍSICAS DE LA MATERIA
I. CAPACIDADES
1.1. Determina la densidad de un sólido y de un líquido
1.2. Determina el punto de ebullición del agua y del etanol
1.3. Verifica la conductividad térmica de algunos metales
II. FUNDAMENTO TEÓRICO
Propiedades de la materia
La materia presenta propiedades físicas y químicas, cuando una muestra de materia
cambia su aspecto físico, es decir, experimenta una transformación física, pueden
cambiar algunas de las propiedades físicas de la muestra, pero su composición
permanece inalterada.
La propiedad física es aquella que presenta la materia y se puede observar y/o medir
sin cambiar su composición, entre estas propiedades tenemos, por ejemplo: el
color, la densidad, la dureza, el punto de fusión, el punto de ebullición, la
conductividad térmica entre otras.
a. Densidad: Relación que existe entre la masa (g) y el volumen (mL) que ocupa
una sustancia u objeto.
Suele expresarse en g/cm3
o g/mL para sólidos y líquidos y g/L para los gases.
Tabla de densidad de sustancias comunes
Densidad = Masa (g)
Volumen (mL)

b. Punto de ebullición: Es la temperatura a la que una sustancia cambia de
estado líquido a gas (la fase vapor y la fase líquida coexisten) y es una
propiedad característica de cada sustancia, así, el punto de ebullición del agua
es de 100 ºC a la presión de una atmósfera (760 mm Hg).
Se dice que un líquido hierve cuando su presión de vapor es igual a la presión
externa que actúa sobre la superficie del líquido. En este punto se hace posible
la formación de burbujas de vapor en la superficie del líquido.
c. Conductividad térmica: Es la capacidad que tienen las sustancias de
permitir el paso del calor.
*Porcentaje de error: Permite determinar el margen de error entre las
diferencias existentes entre valor experimental y el valor teórico. El porcentaje
de error para las propiedades físicas de la materia se calcula con la fórmula
siguiente:

III. MATERIALES, INSTRUMENTOS Y REACTIVOS
Materiales e instrumentos Reactivos y muestras
• Goteros
• Pinzas
• Mechero de alcohol
• Rejilla con asbesto
• Trípode
• Luna de reloj
• Balanzas de precisión
• Pipetas
• Soporte universal
• Capsulas de porcelana
• Vasos de precipitados
• Fósforos
• Agua destilada
• Alcohol etílico
• Trozos de cobre y aluminio
• Láminas de cobre, hierro,
aluminio
• Parafina
IV. PROCEDIMIENTO
1.1 DENSIDAD
4.1.1. Densidad de líquidos
• Seleccionar una fiola de 10 mL (vL)
• Pesar la fiola vacía (mf)
• Llenar la fiola con alcohol etílico y volver a pesar (mf+L)
• Determinar la masa del líquido (mL)= (mf+L)-(mf)
• Calcular la densidad (d exp.)
• Hacer el mismo procedimiento para el agua destilada.
4.1.2. Densidad de sólidos amorfos
• Pesar el sólido(ms)
• Llenar una probeta de 100 mL con 70 mL de agua de caño (VL)
• Sumergir el sólido en la probeta inclinándola para evitar romperla.
• Tomar lectura del nuevo volumen final (Vf)
• Hallar el volumen del sólido (vs)= (vf)-(vi)
• Calcular la densidad (d exp.)
• Hacer el mismo procedimiento para los demás sólidos.
4.2. PUNTO DE EBULLICIÓN
• Con un soporte universal, trípode, pinza para termómetro, termómetro,
rejilla con asbesto, vaso de precipitado y un mechero de alcohol armar un
equipo para ebullición.

• En el vaso de precipitado pequeño, llenar etanol hasta cubrir el bulbo del
termómetro, colocado en el centro del vaso sin tocar el fondo.
• Encender el mechero con cuidado, tener en cuenta que el alcohol es
inflamable.
• Anotar la lectura de la temperatura desde el inicio a la temperatura
ambiente, cada 30 segundos hasta que empieza a ebullición.
• Repetir el procedimiento con el agua.
• Hacer la gráfica temperatura versus tiempo para ambos.
4.3. CONDUCTIVIDAD TÉRMICA
• Colocar una gota de parafina a un centímetro y medio de cada uno de los
extremos de la lámina de hierro, cobre y aluminio.
• Coger con una pinza la lámina por el lado de la parafina tratando de no
tocarla.
• Acercar el otro extremo de la lámina a la llama del mechero, con una ligera
inclinación.
• Tomar el tiempo al instante del calentamiento hasta que la parafina se
derrite.
• Retirar del fuego, y repetir el procedimiento con las demás láminas.
• Haga las comparaciones y conclusiones.
V. CÁLCULOS Y RESULTADOS
*Detallar todos sus cálculos al pie de cada tabla*
5.1. DENSIDAD
5.1.1. Densidad de líquidos
mf: masa de la fiola mf+L: masa de la fiola + masa del líquido mL: masa del líquido
vL: Volumen del líquido d teo: Densidad teórica d exp: densidad experimental.
MUESTRA
mf
(g)
mf+L
(g)
mL
(g)
vL
(mL)
d teo.
(g/mL)
d exp.
(g/mL)
%
error
Alcohol 0.8
Agua 1.0

5.1.2. Densidad de sólidos
ms: masa del sólido vi: volumen inicial vf: volumen final vs: volumen del sólido
5.2. PUNTO DE EBULLICIÓN
* Hacer un gráfico Tº vs t
Tº Tº
T t
5.3. CONDUCTIVIDAD TERMICA
MUESTRA TIEMPO (s) ORDEN DE CONDUCTIVIDAD
Hierro
Cobre
Aluminio
MUESTRA ms
(g)
vi
(mL)
vf
(mL)
vs
(mL)
d teo.
(g/mL)
d exp.
(g/mL)
%
error
Cobre 8.93
Aluminio 2.70
TIEMPO (SEG) 0 30 60 120 150 180 210 240 270 300 330 360 390 420
MUESTRA TEMPERATURA °C
ALCOHOL
AGUA

INFORME PRACTICA Nº02
PROPIEDADES FÍSICAS DE LA MATERIA
I.- Explique la diferencia entre propiedades físicas y químicas de la materia.
II.- De cuatro ejemplos de propiedades físicas y químicas respectivamente (que no se
vieron en la práctica).
III.- Llena el siguiente cuadro con todos los datos según el problema siguiente. Debe
detallar todos los cálculos correspondientes.
a) Un anillo de plata de 14.98 g de masa se sumerge en una probeta que contiene
inicialmente 22 mL de agua, este nivel asciende hasta 23.4 mL y la densidad teórica
de la plata es 10.5 g/cm3
.
MUESTRA ms
(g)
vi
(mL)
vf
(mL)
vs
(mL)
d teo.
(g/mL)
d exp.
(g/mL)
%
error
Plata

b) Se tiene una muestra de ácido acético en una fiola de 10mL, que pesa 20.5g, si la fiola
sola pesa 9.55 g y la densidad teórica del ácido es 1.05 g/cm3
.
IV. Desarrolla el siguiente problema
Un alambre de cobre, tiene forma cilíndrica, calcula la longitud si se sabe que su
masa es 2.86 g y tiene un radio de 10.5 cm. Densidad del cobre 8.93 g/mL
MUESTRA mf
(g)
mf+l
(g)
ml
(g)
vl
(mL)
d teo.
(g/mL)
d exp.
(g/mL)
%
error
Ácido
acético

PRÁCTICA Nª 03
SEPARACIONES FÍSICAS
I. CAPACIDADES
1.1. Diferencia los métodos de separaciones físicas más comunes.
1 .2. Manipula los equipos de separaciones físicas y entiende los fundamentos de las
operaciones básicas empleadas en las separaciones a nivel de laboratorio.
Casi todas las sustancias que nos rodean consisten en mezclas de sustancias. Cada
sustancia de una mezcla conserva su identidad química y por lo tanto sus
propiedades, podemos separar una mezcla en sus componentes aprovechando la
diferencia en estas sus propiedades.
Por otra parte, existen actualmente cientos de miles de sustancias químicas y el
número de combinaciones que se pueden tener simplemente mezclando en parejas,
es prácticamente infinito.
Así basándonos en la diferencia en las propiedades físicas de los componentes de una
mezcla, propondremos los métodos de separación más apropiados.
Sería imposible crear métodos para la separación de todas estas mezclas, Sin embargo,
existen una serie de procedimientos generales para hacer separaciones y entre los más
comunes están:

2.1. Filtración
Operación mediante el cual se separan las partículas sólidas del seno del líquido,
haciendo pasar la mezcla a través de un medio filtrante (papel filtro, algodón)
que sirve para retener los sólidos suspendidos.
El líquido que atraviesa el medio filtrante se llama filtrado y el sólido retenido se
llama residuo.
2.2. Sedimentación
Al dejar en reposo un líquido que contiene sólidos en
suspensión, las partículas sólidas se depositan en el fondo
debido a la gravedad. Este método es muy utilizado, cuando las
muestras son grandes; como por ejemplo en la potabilización
del agua.
2.3. Centrifugación
Operación para separar un sólido de un líquido. La separación se
fundamenta en el aumento de la velocidad de sedimentación de
las partículas sólidas en suspensión, incrementando la
aceleración de la gravedad.
Se efectúa utilizando un equipo electromecánico, llamado
centrífuga cuya parte móvil gira a una velocidad mínima de 1800 r.p.m. y su uso
es para pequeñas muestras.
2.4. Secado
Método que permite eliminar el contenido de humedad (agua) de una muestra
sólida.

2.5. Destilación
Operación que involucra vaporización y condensación de un líquido. Este
método consiste en separar los componentes de una mezcla homogénea
basándose en las diferencias en los puntos de ebullición de dichos componentes.
Un compuesto de punto de ebullición bajo se considera "volátil" en relación con
los otros componentes de puntos de ebullición mayor.
Los tipos de destilación más comunes son: la destilación simple (de baja
eficiencia), la destilación fraccionada y la destilación por arrastre con vapor.
2.6. Tamizado
Método de separación de partículas sólidas, basado en la diferencia del tamaño
de las mismas. La mezcla sólida se coloca sobren un tamiz que separan a los finos
que pasan a través de él que son partículas de tamaño pequeño y a las gruesas
de gran tamaño quedan retenidas y no pasan el tamiz.
2.7. Evaporación
Es uno de los principales métodos utilizados en la
industria química para la concentración de
soluciones acuosas. Normalmente implica la
separación de agua de una disolución mediante la
ebullición de la misma en un recipiente adecuado. Si
el líquido contiene sólidos disueltos, la disolución
concentrada resultante puede convertirse en
saturada, depositándose cristales.

2.8. Decantación
Permite separar dos líquidos inmiscibles (mezcla
heterogénea) empleando un embudo de decantación
donde se dejan reposar los líquidos que por acción de
la gravedad y con la diferencia en la densidad se puede
efectuar la separación.
2.9. Cromatografía
Es un método físico para llevar a cabo separaciones de
sustancias, en dos fases, una estacionaria y otra móvil,
en las cuales los componentes a separar se distribuyen.
2.10. Imantación
Es usado para separar dos objetos sólidos en la que uno debe tener propiedades
magnéticas y el otro no, a través del uso de separadores como imanes.
El método consiste en acercar un imán a la mezcla a fin de generar un campo
magnético, que atraiga al compuesto con propiedades magnéticas dejando
solamente al otro material en el contenedor.
“La selección de un método físico de separación en particular dependerá del tipo de
mezcla específica que se tenga, teniendo en cuenta que hay mezclas que se pueden
separar por varios métodos”
III. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS
Materiales y equipos Reactivos
• Equipo de sedimentación
• Equipo de filtración
• Equipo de centrifugación
• Equipo de decantación
• Equipo de vaporización
• Equipo de destilación
• NaCl(s)
• Agua destilada
• Aceite
• Etanol
• Plumón negro y marrón
• Solución de Arena+agua+NaCl

• Equipo de secado
• Equipo de Cromatografía
• Vasos de precipitado
• Varilla de agitación
• Luna de reloj
• Cartulina blanca
• Probeta
• Papel filtro
IV. PROCEDIMIENTO
4.1. SEDIMENTACIÓN
• El profesor proporcionará en un vaso de precipitados una solución de Arena,
agua y NaCl.
• Agite bien con la varilla de vidrio y observar el tipo de mezcla formada.
• Repartir la mezcla en dos vasos de precipitados pequeños en partes iguales
• Un vaso dejar reposar por 10 minutos observar y anotar
• Trasvasar el sobrenadante lentamente hacia otro recipiente, quedará el
sedimento en el fondo del vaso el precipitado.
4.2. FILTRACIÓN
• En un matraz Erlenmeyer colocar un embudo simple
• Preparar el papel filtro (forma circular), primero se da un doblez formando
un semicírculo, seguido de otro doblez que forma un sector circular,
entonces se abre por un costado formando un cono.
• Fijar este papel filtro en forma de cono al embudo con unas gotas de agua.
• El segundo vaso con la muestra preparada en (4.1), agregar al embudo.
• Tener cuidado de no rebasar el papel filtro.
• Con el frasco lavador enjuagar el vaso para no desperdiciar nada de la
muestra.
• Esperar que pase todo el líquido (filtrado) y observar.
4.3. CENTRIFUGACIÓN
• Con la muestra del tercer vaso preparado en (4.2) llenar en un tubo de
centrifuga.
• Colocar el tubo con la muestra en la centrifuga frente a frente con otro tubo
lleno con agua al mismo nivel de la muestra, para el debido contrapeso.
• Poner en marcha la centrifuga, regular la velocidad a RPM, por 30 segundos
y apagar.
• Esperar que pare de girar, retirar el tubo con la muestra y observar.

4.4. SECADO
• Retirar el papel filtro del embudo del equipo de filtración, en (4.2)
• Extenderlo con cuidado sobre una luna de reloj.
• Colocar la luna de reloj con la muestra con en la estufa a 105 0
C hasta
eliminar completamente la humedad.
• Controlar el secado, si ya seco la muestra, retirar con cuidado la luna de reloj
con una pinza y observar.
4.5. DECANTACIÓN
• Colocar un embudo de decantación en un anillo de extensión, sujetado a un
soporte universal.
• Llenar en el embudo aproximadamente 50 mL de aceite y 100 mL de agua
de caño.
• Tapar y agitar moderadamente.
• Inclinar el embudo con la llave hacia arriba, y abrir para eliminar las burbujas
formadas.
• Sacar la tapa y dejar reposar hasta observar una completa separación de las
dos fases.
• Abrir la llave suavemente y dejar fluir toda el agua y cerrar la llave.
4.6. VAPORIZACIÓN
• En una capsula de porcelana sostenida por un triángulo refractario en un
trípode, agregar una pequeña cantidad del filtrado del experimento 4.2
• Encender el mechero y calentar hasta eliminar totalmente el agua.
• Apagar el mechero, observar y anotar.
4.7. DESTILACIÓN
• Verificar la instalación del equipo de destilación, con la entrada y salida de
agua.
• Adicionar una mezcla de agua y alcohol en el balón Engler.
• Encender la cocina eléctrica
• Observar con cuidado la obtención de la primera gota de destilado.
• Cuando esto suceda leer la temperatura y anotar.
• Esta temperatura permanece constante mientras se destila todo el alcohol
de la mezcla.
• Cuando la temperatura se eleva rápidamente, la destilación terminó y
apagar la cocina.
4.8. CROMATOGRAFÍA
• Cortar un rectángulo de cartulina de 7 cm de largo por 2 cm de ancho.

• A la altura de un centímetro colocar un punto de color negro y otro color
marrón para comparar, separados por un centímetro.
• En un vaso de precipitado agregar alcohol con medio centímetro de altura,
tal que al introducir la cartulina en forma vertical no toque el alcohol la
mancha de tinta.
• Esperar unos minutos, observar y anotar.
Observa cada método de separación y anota lo que se pide, haciendo comparación
entre un método y otro.
5.1. SEDIMENTACIÓN
Utilidad:…………………………………………….
Fundamento:…………………………………….
Observaciones:………………………………….
…………...…....………………………………………
…………………………………………………………..
5.2. FILTRACIÓN
Utilidad:…………………………………………….
Fundamento:…………………………………….
……………………………………………………….
…………...…....……………………………………
5.3. CENTRIFUGACIÓN
Utilidad:…………………………………………….
Fundamento:…………………………………….
………………………………………………………….
…………...…....……………………………………..

5.4. SECADO
Utilidad:…………………………………………….
Fundamento:…………………………………….
Observaciones:…………………………………
………………………………………………………….
…………...…....……………………………………..
5.5. DECANTACIÓN
Utilidad:…………………………………………….
Fundamento:…………………………………….
………………………………………………………….
5.6. VAPORIZACIÓN
Utilidad:…………………………………………….
Fundamento:…………………………………….
……………………………………………………….
5.7. DESTILACIÓN
Utilidad:…………………………………………….
Fundamento:…………………………………….
Observaciones:…………..…………………….
………………………………………………………….
…………...…....……………………………………

5.8. CROMATOGRAFÍA
Utilidad:…………………………………………….
Fundamento:…………………………………….
Observaciones:………………………………..
………………………………………………………….
…………...…....…………………………………….

INFORME PRACTICA Nº 03
SEPARACIONES FÍSICAS
I. Explique, con fundamento, la diferencia, entre los métodos de separación:
sedimentación, filtración y centrifugación; mencione en qué caso práctico
utilizaría cada método.
Diferencia entre los métodos de separación:
Casos prácticos:
II.- Dibuje un equipo de destilación simple e indique Las etapas en el proceso, el
principio físico que permite la separación, los productos de la separación, en qué
ocasión se debe utilizar este método y el nombre de cada material que compone el
equipo.
Dibujo (señalando los materiales que lo
conforman)
Etapas del proceso:
Principio físico en que se basa:
Productos de la separación:
Cuando utilizar este método:

IV. Investigue en qué casos específicos se usa la cromatografía. ¿Crees te será útil
conocer este método de separación, por qué?
V. Se tiene una muestra de agua de mar, contaminada con petróleo y alcohol. Se
desea separar los componentes de esta mezcla (petróleo, alcohol, sal y agua)
para el respectivo análisis.
Explique y ordene los métodos de separación que utilizarías, dibujando los
equipos respectivos, e indicar con nombre de los materiales que los componen
y los componentes separados de la mezcla en cada operación.
Métodos de separación (explique y ordene)
Dibujo de equipos de separación utilizados (en orden)

PRÁCTICA N°04
ENLACE QUÍMICO
I. CAPACIDADES:
1.1. Determina experimentalmente el tipo de enlace químico que presentan
diversas sustancias.
1.2. Entiende la función de los iones en la conducción de la corriente eléctrica de
una solución.
1.3. Clasifica las diversas soluciones de acuerdo a sus características electrolíticas
como electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos.
1.4. Explica la solubilidad de compuestos iónicos y covalentes.
2.1. Enlace Químico: Es la fuerza de carácter eléctrico que une a los átomos para
formar moléculas. Los átomos al enlazarse ganan, pierden o comparten electrones
en su capa de valencia, para llegar a tener la configuración electrónica de un gas
noble.
Tipos de enlaces Interatómicos:
Enlace iónico: Es la unión de metales y no metales, los metales transfieren
electrones a los no metales (mayor electronegatividad). Los compuestos iónicos
fundidos o en solución acuosa conducen la corriente eléctrica y la mayoría son
solubles en agua. Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente y tienen alta
temperatura de fusión.
Ejemplo: NaCl, KNO3, Al (OH)3, LiOH.
Enlace covalente: Es la unión de no metales, los no metales comparten sus
electrones. Los compuestos covalentes disueltos en agua encontramos que hay
conductores buenos, débiles y en su mayoría no conducen la corriente eléctrica.
Además, algunos son miscibles, parcialmente miscibles e inmiscibles en agua.

Ejemplo: HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH, fenol, kerosene, petróleo, aceite, etc.
Enlace metálico: Es la unión de metales puros o aleaciones, se debe a los electrones
de valencia que están deslocalizados a lo largo de todo el sólido. La movilidad de los
electrones explica por qué los metales son buenos conductores del calor y de la
electricidad
Ejemplo: Ag, Cu, Fe, Al, etc.
2.2. Conductividad eléctrica: es la capacidad que tienen las sustancias para conducir
la corriente eléctrica; para que suceda esto, una solución debe contener IONES
(positivos y negativos).
2.3. Electrolitos: Sustancias que conducen la corriente eléctrica, debido a que sus
solutos en agua se disocian (se separan en sus iones) o ionizan (formación de iones)
y que permiten el paso de la corriente eléctrica.
a) Electrolitos fuertes: permiten el paso de la corriente eléctrica con alta intensidad.
Algunos compuestos iónicos se disocian totalmente:
NaOH(s) + H2O → Na+
(ac) + OH-
(ac)
Algunos compuestos covalentes se ionizan totalmente:
HNO3 + H2O → H3O+
+ NO3
-
b) Electrolitos débiles: permiten el paso de la corriente eléctrica con baja
intensidad.
Algunos compuestos covalentes se ionizan parcialmente:
HNO2 + H2O H3O+
+ NO2-
c) No electrolitos: Son sustancias, ya sea soluciones o puras que no conducen la
corriente eléctrica; Ejemplo: agua destilada, etanol, kerosene, azúcar, NaCl(s),
CH3OH(ac).
ACIDOS Y BASES FUERTES ACIDOS Y BASES DÉBILES
Ácidos Bases Ácidos Bases
H2SO4 NaOH H3PO4 NH3
HNO3 KOH H2CO3 Al(OH)3
HCl Ca(OH)2 HF NH4OH
HBr H2S
HI HCN
HClO4 CH3COOH

MATERIALES Y EQUIPOS REACTIVOS
• Vasos de precipitados
• Franela
• Tubos de ensayo
• Varilla de vidrio
• Espátula
• Pinza
• Frasco lavador
• NaCl (s)
• Aceite
• KClO3(s)
• Agua potable
• Sacarosa(s)
• NaOH (ac)
• Azufre(s)
• HCl (ac)
• Hierro (s)
• NaCl(ac)
• Aluminio(s)
• KClO3(ac)
• Cobre (s)
• Grafito(s)
• NH4OH(ac)
• CuSO45H2O
• Agua destilada
• CH3COOH (ac)
• Etanol
IV. PROCEDIMIENTO:
4.1. CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DE SUSTANCIAS SÓLIDAS Y SUSTANCIAS EN
SOLUCIÓN ACUOSA
• Conecte a la fuente de energía el equipo de conductividad eléctrica,
teniendo cuidado que el interruptor este en posición OFF (apagado)
• Un estudiante debe coger los electrodos, uno en cada mano, con cuidado
sin tocar la parte metálica. Otro estudiante, maneja el interruptor de
encendido y apagado.
• Introducir los electrodos en forma paralela en las muestras preparadas
(sólidas o en solución acuosa), sin que choque el uno con el otro.
• Los demás integrantes del grupo deben estar atentos y de acuerdo a la
intensidad de la luz del foco anotar alta, baja, o nula si el foco no enciende.
• Cada vez que cambie de muestra, limpie los electrodos con la franela. Tener
cuidado que el interruptor debe estar en OFF.
• Finalizada la parte experimental, apagar y desconectar el equipo de
conductividad eléctrica.

4.2. PRUEBA DE SOLUBILIDAD Y MISIBILIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS
• En tubos de ensayo preparar las siguientes mezclas indicadas utilizando
pequeñas proporciones.
• Si la mezcla demora en disolver agite un poco, observe y anote.
5.1. CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DE SUSTANCIAS PURAS Y SUSTANCIAS EN SOLUCIÓN
ACUOSA
TIPO DE MUESTRA INTENSIDAD
DE FOCO
TIPO DE
ENLACE
FENÓMENO EN
SOLUCIÓN
TIPO DE
ELECTROLITO
PURAS
Hierro (s)
Cobre (s)
Aluminio(s)
Grafito(s)
NaCl(s)
KClO3(s)
H2O destilada
ACUOSAS
NaCl(ac)
KClO3(ac)
K2Cr2O7(ac)
HCl(ac)
NaOH(ac)
CH3CH2OH
NH4OH
Agua potable
CuSO4(ac)

• Intensidad: Alta, Baja, Nula
• Enlace : Enlace iónico, Covalente polar, Covalente no polar, Enlace metálico
• Fenómeno en solución: Disociación, Ionización
5.2. PRUEBA DE SOLUBILIDAD Y MISIBILIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS
MUESTRA
SUSTANCIA 1
TIPO DE ENLACE
SUSTANCIA 2
TIPO DE ENLACE SOLUBILIDAD / MISCIBILIDAD
EI CP CNP EI CP CNP SOLUBLE INSOLUBLE MISIBLE INMISIBLE
NaCl + H2O
NaCl + Etanol
S + Ac. acético
S + aceite
Etanol + agua
Etanol + Ac. acético
Aceite + Etanol
Aceite + Agua
Tipo de enlace: Enlace iónico, Covalente polar, Covalente no polar, Enlace metálico

INFORME DE PRACTICA Nº 04
ENLACE QUÍMICO
1)Explique la diferencia entre disociación e ionización. Proponer dos ejemplos de
cada uno:
Disociación Ionización
Ejemplos: Ejemplos:
2)Formule:
a) La ecuación de disociación del KCl (s) (compuesto iónico):
b) La ecuación de ionización del HBr (ácido fuerte):
c) La ecuación de ionización parcial del NH3 (base débil):
d) La ecuación de ionización parcial del HNO2 (ácido débil):

3. Teniendo en cuenta lo aprendido según la práctica realizada:
3.1. Marque con una “X” según corresponda las características de cada muestra
siguiente:
MUESTRA SOLUBILIDAD
ELECTROLITO ENLACE
NO ELECTROLITO FUERTE DÉBIL IÓNICO COVALENTE
𝑵𝒂𝑪𝒍 Se disocia al
100% en agua
𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑶𝑶𝑯 Se ioniza al 5%
en agua
𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯 Se mezcla
homogéneamen
te con el agua
𝑯𝑩𝒓 Se ioniza al
100% en agua
𝑲𝑵𝑶𝟑 Se disocia al
100% en agua
a. Según el cuadro anterior, explique la relación entre la solubilidad, el tipo de
enlace y la conducción eléctrica.
b. Explicar el fenómeno por el cual el agua potable, permite el paso de la
corriente eléctrica; mientras que el agua químicamente pura como es el agua
destilada no lo permite.

PRÁCTICA N°05
REACCIONES QUÍMICAS
I. CAPACIDADES:
1.1 Verifica una reacción química al observar cambio de color, formación de un
precipitado, formación de gas o liberación de calor.
1.2 Diferencia las reacciones de combinación, de descomposición, de desplazamiento
simple y de doble desplazamiento.
1.3 Formula y balancea por tanteo las reacciones químicas experimentales.
2.1. Reacción química
Es un proceso por el cual sustancias puras actúan entre sí con la desaparición total
o parcial de alguna de ellas generando la formación de sustancias nuevas.
Ecuación química
• Es una igualdad matemática que describe una reacción química cualitativa y
cuantitativamente, de un modo correcto y breve.
• Las sustancias que no se consumen pueden ser catalizadores o impurezas.
Una ecuación química siempre debe estar balanceada, para que se cumpla la ley de
conservación de la masa, los coeficientes siempre deben ser los mínimos y pueden

ser enteros o fraccionarios, los balances según el tipo de reacción podrán hacerse
por los siguientes métodos:
a) Balance por tanteo
b) Balance por el método del ión electrón.
Evidencias de una reacción química
Toda reacción química presenta evidencias que muestran que los cambios químicos
se han llevado a cabo, siendo las más comunes:
a) Liberación de gas b) Formación de precipitado
b) Cambio permanente en el color d) Luminiscencia
2.2. Tipos de reacciones químicas
Existen una gran cantidad de posibles maneras de que se produzca la interacción
entre compuestos, presentando diferentes características y peculiaridades.
Algunas de los principales tipos de reacciones químicas según su mecanismo de
reacción son las siguientes:
A) Reacciones de adición, combinación o síntesis
Son las reacciones en las cuales se combinan dos o más sustancias para formar
un compuesto.
A + B AB
Ejemplos:
2Na + Cl2 2NaCl
CaO + H2O Ca(OH)2
SO3 + H2O H2SO4

B) Reacciones de descomposición
Las reacciones de descomposición son aquellas en las cuales un compuesto se
descompone para formar dos o más sustancias (elementos o compuestos)
AB A + B
Ejemplos:
2NaNO3
Calor
2NaNO2 + O2
CaCO3
Calor
CaO + CO2
HgO Calor
Hg + O2
C) Reacciones de desplazamiento simple
Son las reacciones en las cuales un elemento desplaza a otro elemento de un
compuesto.
Generalmente un metal desplaza a otro metal o a un hidrógeno de un compuesto
o solución acuosa que tenga una menor actividad según la serie de actividad de
los metales.
A + BC AC + B
Serie de actividad de los metales e hidrógeno:
Ejemplos:
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Ca + H2O Ca(OH)2 + H2
Mg + AlPO4 Mg3(PO4)2 + Al
D) Reacciones de doble desplazamiento
Dos compuestos intercambian parejas de iones entre sí, para producir
compuestos distintos.
AB + CD AD + CB
Ejemplos:
Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + H2O Reacciones de neutralización
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O
f = luz(λ), calor(∆), C.E.
f

Pb(NO3)2 + K2CrO4 PbCrO4 + KNO3 Reacciones de precipitación
CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + NaCl
III. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:
Materiales y Equipos Reactivos
• Tubos de ensayo
• Mechero
• Luna de reloj
• Pinzas para tubo de ensayo
• Pinzas
• Pizeta
• Espátula
• Varilla de vidrio
• Cinta de magnesio
• Fenolftaleína
• Zn(s)
• CuSO4.5H2O (s)
• Ácido sulfúrico cc
• Sulfato cúprico (ac)
• Nitrato de plomo (II) (ac)
• Hidróxido de calcio (ac)
• Bicarbonato de sodio (ac)
• Cloruro de bario (ac)
• Sulfato de magnesio (ac)
• Na(s)
IV. PROCEDIMIENTO:
1. Coger un trozo de cinta de magnesio con una pinza y acercar a la llama azul del
mechero, el magnesio reacciona con el oxígeno del aire para formar el producto
con la aparición de una luz blanca muy intensa, a la cual no se le debe mirar
directamente. La persona que quema la cinta de magnesio debe sostener un
tubo de ensayo para recibir el producto blanco formado (cenizas).
2. Coger el tubo de ensayo que contiene las cenizas de la reacción anterior y
adicionarle agua destilada en cantidad suficiente para cubrir las cenizas. Agitar
vigorosamente hasta disolver y adicionar 2 ó 3 gotas de fenolftaleína si no
observa cambio calentar un poco con el mechero. Observar y anotar.
3. En un tubo de ensayo colocar un trozo de zinc y añadir sulfato cúprico (ac) hasta
cubrir totalmente el trozo de zinc. Sin agitar, dejar en reposo por lo menos 5
minutos, luego observar y anotar.
4. Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de cristales de sulfato
cúprico pentahidratado, CuSO4.5H2O acercarlo a la llama del mechero, calentar
y agitar hasta observar cambio. Observar y anotar.

5. Colocar en un tubo de ensayo 2 mL de cloruro de bario BaCl2 y adicionar gota a
gota sulfato de magnesio MgSO4, hasta observar cambio. Agitar, observar y
anotar.
6. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de hidróxido de calcio, Ca(OH)2 y agregar 2 ó
3 gotas de fenolftaleína. Adicionar gota a gota ácido sulfúrico concentrado,
H2SO4 hasta observar cambio de color.
7. En un tubo de ensayo, colocar 1 mL de bicarbonato de sodio, NaHCO3 y luego
ácido clorhídrico concentrado, HClcc gota a gota hasta observar cambio. Observar
y anotar.
8. En un tubo de ensayo agregue aproximadamente 5 mL de agua destilada, luego
añada un trozo pequeño de sodio, evite agitar, observe que hay
desprendimiento de un gas, verifique con el indicador respectivo si el producto
obtenido es ácido o base para luego proceder a su neutralización respectiva.
1. Ecuación Química………………………………………………………………………………..……………..
Coeficientes de Ecuación química balanceada…………………………………….………………..
Tipo de Reacción Química………………………………..……………………………………..……..……..
Observaciones:……………………………………………….………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………………….
2. Ecuación Química………………………………………………………………………………..…………….
Observaciones:……………………………………………….………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………………….
3. Ecuación Química……………………………………………………………………..…………………….....
Observaciones:……………………………………………….………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………………….

4. Ecuación Química……………………………………………………………………….……..………......
Observaciones:……………………………………………….………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………………….
5. Ecuación Química…………………………………………………………………………….………………
Observaciones:……………………………………………….………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………..………………….
6. Ecuación Química………………………………………………………………..…………………..……….
Observaciones:……………………………………………….………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………….…………………….
7. Ecuación Química………………………………………………………………………………………..…….
Observaciones:……………………………………………….………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………..………………….
8. Ecuación Química………………………..…………………………………………………………….……….
Tipo de Reacción Química………………………………..…………………….…..……………..……..
Observaciones:……………………………………………….…………………………………………………
…………………………………………………………………………………………….…………………………….

INFORME DE PRÁCTICA N°05
REACCIONES QUÍMICAS
I. Proponer dos ecuaciones químicas balanceadas para cada tipo de reacción
química. Deben ser diferentes a las realizadas en la práctica.
ADICIÓN
DESCOMPOSICIÓN
SIMPLE DESPLAZAMIENTO
DOBLE DESPLAZAMIENTO
II. Indicar las siguientes proposiciones como verdadero (V) o falso (F):
1. Cuando el Na reacciona con el H2O desprende gas molecular H2..........................( )
2. En una reacción exotérmica se produce liberación de calor ........................ ( )
3. La fenolftaleína nos permite identificar la presencia de una base ............... ( )
4. En una ecuación química los reactantes están a la izquierda de la flecha ... ( )
5. El sodio es un metal que puede conservarse sumergido en agua ................ ( )
6. Cuando el MgO reacciona con el H2O desprende gas molecular N2.....................( )
7. En una reacción endotérmica se produce absorción de calor ...................... ( )
8. En una reacción de doble desplazamiento no se producen cambios en los estados
de oxidación en ningún elemento reaccionante…………………………………………( )
9. En las reacciones de desplazamiento simple no se producen cambios en el estado
de oxidación……………………………………………………………………………………………... ( )
10. En las reacciones de combinación se pueden obtener varios productos ( )

III. Completar y balancear por tanteo las siguientes ecuaciones químicas. Identificar el
tipo de reacción.
a. Al2O3 + H2O
Tipo de reacción: ………………………………………………....
b. Ca + O2
Tipo de reacción: ………………………………………………....
c. Fe(OH)3 + HNO3
Tipo de reacción: ………………………………………………....
d. Mg + HCl
Tipo de reacción: ………………………………………………....
e. Pb(NO3)2 + NaI
Tipo de reacción: ………………………………………………....
f. Ag + HCl
Tipo de reacción: ………………………………………………....
g. C4H10 O + O2 CO2 + H2O
Tipo de reacción: ………………………………………………....
h. Fe(OH)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O
Tipo de reacción: ………………………………………………....
i. Mg3N2 + H2SO4 MgSO4 + (NH4)2SO4
Tipo de reacción: ………………………………………………....
j. Li + N2 Li3N
Tipo de reacción: ………………………………………………....
k. Ca3P2 + H2O Ca(OH)2 + PH3
Tipo de reacción: ………………………………………………....
l. AgNO3 + Na2SO4 Ag2SO4 + NaNO3
Tipo de reacción: ………………………………………………....

PRÁCTICA N°06
REACCIONES REDOX
I. CAPACIDADES
1.1 Describe las características de una reacción de óxido – reducción.
1 .2 Identifica el agente oxidante y reductor en las reacciones Redox.
1 .3 Balancea las ecuaciones de las reacciones de óxido - reducción por el método del
ion electrón.
1.4 Comprueba experimentalmente que se ha llevado a cabo una reacción de óxido-
reducción.
Una reacción de óxido – reducción o reacción redox son aquellas en las cuales
los elementos químicos experimentan cambios en el número de oxidación.
Oxidación: es un incremento algebraico en el número de oxidación y corresponde
a la pérdida real o aparente de electrones de un elemento.
Reducción: es una disminución algebraica del número de oxidación y
corresponde a una ganancia real, o aparente de electrones de un elemento.
HNO3 + Na2S S + NO + NaNO3 + H2O
S: - 2 0 aumenta Nro de oxidación se OXIDA
N: +5 +2 disminuye Nro de oxidación se REDUCE
La oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente.
Agentes oxidantes: son sustancias que se reducen y oxidan a otras sustancias.
Agentes reductores: Son sustancias que se oxidan y reducen a otras sustancias

MÉTODO DE BALANCEO DEL IÓN ELECTRÓN
Para balancear las reacciones de óxido – reducción se usará el balance por el
método del ión electrón y se procederá de la siguiente manera:
Ejemplo de balanceo en medio ácido:
MnO4 -1 + S2- Mn2+ + SO42-
1) Determinar estados de oxidación de los elementos Redox.
MnO4 -1 + S2- Mn2+ + SO42-
+7 -2 +2 +6
2) Formular las semirreacciones iónicas, una de oxidación y otra de reducción:
S2- SO4
2- semirreacción de oxidación
MnO4
- Mn 2+ semirreacción de reducción
3) Balancear las semirreacciones iónicas en el siguiente orden:
a) Elemento Redox
b) Oxígenos: Adicionando moles de agua al lado necesario
c) Hidrógenos: Adicionando catión hidrógeno (H+
) al lado necesario
d) Carga iónica: Adicionando electrones donde la carga total sea más positiva
4 H2O + S2- SO4 2- + 8H+ + 8 e-
5e- + 8H+ + MnO4
-1
Mn2+ + 4 H2O
4) Igualar electrones para eliminarlos, multiplicando por un factor común, la
primera ecuación por 5 y la segunda por 8.
20 H2O + 5 S2- 5 SO4 2- + 40 H+ + 40 e-
40e- + 64 H+ + 8MnO4
-1 8 Mn
2+
+ 32 H2O
5) Sumar todo en una sola ecuación y simplificar todo lo que sea posible
5S2- + 20 H2O + 64H+ + 8 MnO4 - + 40 e 5 SO4 2- + 40 H+ +40 e- + 8 Mn2+ + 32 H2O
Ecuación balanceada:
5 S2- + 8 MnO4
- + 24 H+ 5 SO4
2-
+ 8 Mn2+ + 12 H2O
Las reacciones redox se usan ampliamente en el análisis químico de
elementos o compuestos que pueden ser oxidados o reducidos

cuantitativamente, incluyendo la mayoría de los metales de transición y una
amplia gama del grupo principal de compuestos inorgánicos y orgánicos.
I. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS
Materiales y equipos Reactivos
• Tubos de ensayo
• Varillas de vidrio
• Goteros
• Gradilla para tubos de ensayo
• Frasco lavador
• Pinzas para tubos de ensayo
• NaNO2(ac)
• H2SO4(cc)
• KMnO4(ac)
• K2Cr2O7(ac)
• H2O2 (l)
• C2H5OH (l)
• Na2S2O3 (ac)
• HCl cc
IV. PROCEDIMIENTO
4.1 En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 0.5 mL de nitrito de sodio,
NaNO2; luego 5 gotas de H2SO4cc y gota a gota del agente oxidante permanganato
de potasio, KMnO4. Visualizar que el contenido del tubo de ensayo que color se
torna.
4.2 En un tubo de ensayo colocar 1 mL de etanol, C2H5OH; luego 5 gotas de H2SO4
(cc) y gota a gota del agente oxidante dicromato de potasio, K2Cr2O7. Agitar y si
fuera necesario calentar con el mechero. Visualizar el color resultante.
4.3 En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 0,5 mL de agua oxigenada, H2O2;
luego 5 gotas de HClcc y gota a gota del agente oxidante permanganato de
potasio, KMnO4. Visualizar que del tubo de ensayo se libera un gas trasparente.
4.4 En un tubo de ensayo colocar 1 mL de peróxido de hidrógeno, H2O2; luego 5 gotas
de HClcc y gota a gota del agente oxidante dicromato de potasio, K2Cr2O7. Agitar
y si fuera necesario calentar con el mechero. Visualizar el color resultante.
4.5 En un tubo de ensayo colocar 1 mL de peróxido de hidrógeno, H2O2; luego añadir
gota a gota KMnO4. Visualizar los cambios y anotar.
Completar lo que se pide y balancear por el método del ión electrón cada una de
las reacciones Redox:

Reacción N°1
NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 NaNO 3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
NO2
-
NO 3
-
MnO4
-
Mn
2+
Elemento que se oxida: ……………………………. Elemento que se reduce: ………………..
Agente oxidante: ………………………………………. Agente reductor: ……………………………
Observaciones:…………………………………………………………………………………………………………..…
……………………………………………………………………………………………………………………………………..
Reacción N°2
CH3CH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4 CH3COOH + K 2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
C2H5OH CH 3COOH
Cr2O7
2-
Cr
3+
Observaciones:…………………………………………………………………………………………………………..…
……………………………………………………………………………………………………………………………………..

Reacción N°3
Ecuación química:
H2O2 +HCl +KMnO4 02 +MnCl2 +KCl +H2O
Oxidación
Reducción
Observaciones:…………………………………………………………………………………………………………..…
……………………………………………………………………………………………………………………………………..
Reacción N°4
Ecuación química:
H2O2 +HCl +K2Cr2O7 CrCl3 +KCl +O2 +H2O
Oxidación
Reducción
Observaciones:…………………………………………………………………………………………………………..…
……………………………………………………………………………………………………………………………………..

Reacción N°5
Ecuación química:
H2O2 + KMnO 4 O2 + MnO 2 + KOH + H 2O
Oxidación
Reducción
Observaciones:…………………………………………………………………………………………………………..…
……………………………………………………………………………………………………………………………………..

INFORME PRÁCTICA N° 06
REACCIONES REDOX
1. Balancear las siguientes semirreacciones y especificar si corresponden a un
proceso de oxidación o reducción.
a) H2SO3 (SO4)2 -
Tipo de semi reacción: …………………………………………………………………….
b) NO3
-
N2
c) PbO2 Pb2+
d) (Cr2O7)2-
Cr3+
2. Balancear las siguientes ecuaciones químicas por el método del ión – electrón.
Identificar el agente oxidante y reductor y la semirreacción de oxidación y
reducción.
a) Ca (ClO)2 + KI + HCl I2 + CaCl2 + KCl + H2O
I-
I2
ClO-
Cl-

b) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Fe2+
Fe3+
MnO4
-
Mn2+
c) KMnO4 + KI + H2O MnO2 + KIO3 + KOH
MnO4
-
MnO2
I- IO3
-
d) Na2S2O3 + KMnO4 MnO2 + Na2S4O6 + KOH + NaOH
S2O3
2-
S4O6
2-
MnO4
-
Mn2+

PRÁCTICA N° 07
RENDIMIENTO DE UNA REACCION QUIMICA
I. CAPACIDADES
1.1 Determina el rendimiento teórico y real de una reacción química.
1.2 Evalúa y justifica el rendimiento experimental obtenido.
Estequiometria
Parte de la química que determina las proporciones entre reactivos y productos en
una ecuación química balanceada. En muchos procesos químicos la cantidad de
producto que se forma depende del reactivo que no esté en exceso denominado
reactivo limitante.
Reactivos en una reacción
El reactivo limitante es el que determina cuánto producto se va a obtener. Mientras
que el reactivo en exceso es el que va a sobrar cuando el reactivo limitante se haya
utilizado por completo.
La cantidad (gramos, moles) máxima de producto que se puede producir se llama
el rendimiento teórico y se obtiene mediante cálculos estequiométricos.
Ejemplo:
a) ¿Cuál es la cantidad en gramos de óxido férrico que se puede obtener al mezclar
30 g de Fe y 55 g de O2, respectivamente?
4 Fe + 3 O2 2Fe2O3
Masa: 30g 55g ?
Peso molecular: 56 g/mol 32g/mol 160g/mol
Calculando:
30 g Fe x 1mol Fe x 2 mol Fe2O3 x 160 g Fe2O3= 42.86g Fe2O3
RL 56g Fe 4 mol Fe 1 mol Fe2O3
Rendimiento teórico (RT)
55 g O2 x 1 mol O2 x 2 mol Fe2O3 x 160g Fe2O3 = 183.33 g Fe2O3
RE 32g O2 3 mol O2 1 mol Fe2O3
RL: Reactivo limitante y RE: Reactivo en exceso
Rendimiento Real (Experimental)
El valor real que se obtiene al final de una reacción química se denomina
rendimiento real es decir la cantidad de producto puro que realmente se obtiene
en una reacción experimental.

El rendimiento real siempre será menor al rendimiento teórico por varias razones
como:
a) Muchas reacciones no son completas, esto es, los reactivos no se convierten por
completo en productos.
b) La separación del producto deseado es tan difícil que no es posible recuperar
todo lo que se forma.
c) Reacciones secundarias no deseadas.
d) Estabilidad de los reactivos y de los productos.
e) Pureza de las sustancias usadas.
f) Humedad del ambiente.
Rendimiento Porcentual (%R)
El rendimiento porcentual es el indicador de la eficiencia real de una reacción
determinada, se calcula usando la siguiente ecuación.
Rendimiento Porcentual =
𝐑𝐞𝐧𝐝𝐢𝐦𝐢𝐞𝐧𝐭𝐨 𝐫𝐞𝐚𝐥
𝐑𝐞𝐧𝐝𝐢𝐦𝐢𝐞𝐧𝐭𝐨 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐨
𝒙 𝟏𝟎𝟎
Ejemplo:
b) ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción si en el ejemplo (a) se
obtiene 38,97 g de Fe2O3?
RR = 38,97 g de Fe2O3 (obtenido realmente al terminar el proceso)
RT = 42,86 g Fe2O3 (cálculo estequiométrico, obtenido en el ejemplo a)
38,97 g Fe2O3
% R = x 100 = 90,92%
42,86 g Fe2O3
De acuerdo con Vogel, los rendimientos cercanos al 100% son
denominados cuantitativos, los rendimientos sobre el 90% son
denominados excelentes, los rendimientos sobre el 80% muy buenos, sobre el
70% son buenos, alrededor del 50% son regulares, y debajo del 40% son pobres.
• Espátula
• Vaso de precipitación
• Varilla de agitación
• Papel de filtro
• Embudo simple
• Matraz Erlenmeyer
• Cinta de magnesio
• Carbonato de sodio (s)
• Cloruro de calcio (s)
• Agua destilada.

• Balanza analítica o de precisión
• Luna de reloj
• Estufa
• Crisol
• Pinza
• Mechero de alcohol
IV. PROCEDIMIENTO
4.1 Obtención del rendimiento real del carbonato de calcio
- Mezclar 0.15 g Na2CO3 con 0.1g de CaCl2 en un vaso de precipitados de 100 mL.
- Agregar aproximadamente 20 mL de agua destilada y agitar con la varilla.
- Ensamblar el equipo de filtración.
- Pesar el papel de filtro antes de colocarlo en el equipo de filtración.
- Filtrar cuidadosamente la mezcla evitando que se queden restos en el vaso de
precipitación para esto lavar con agua destilada hasta que no queden sólidos.
- Luego, agregar un poco de agua destilada sobre el papel de filtro.
- Retirar cuidadosamente el papel de filtro, colocarlo en una luna de reloj y llevar
a la estufa para secado (10 a 15 minutos).
- Posteriormente al secado. Pesar nuevamente el papel de filtro con los sólidos
incluidos y por diferencia de los pesos (peso del papel filtro más la muestra seca
menos peso inicial papel filtro) se obtiene el rendimiento real de la reacción.
- Calcular el porcentaje de rendimiento.
4.2. Obtención del rendimiento real del óxido de magnesio
-Pesar la cinta de Magnesio sola y anotar.
-Pesar el crisol vacío, limpio y seco
-Quemar la cinta de magnesio procurando que se queme todo.
-La ceniza producida colocar en el crisol y pesar.
-Por diferencia obtener el peso de la ceniza (rendimiento real).
VI. CÁLCULOS Y RESULTADOS
Reportar y realizar todos sus cálculos por el método de factores y complete la
información que se pide.

5.1. Cálculo del rendimiento real del CaCO3
• Formulación de la ecuación química balanceada:
……………………………………………………………………………………………………………………
• Peso del papel filtro: (Pf)=.………………………………………………....g
• Peso del papel filtro + solido: (Pf +S)=………………………………...g
• Peso del sólido: (Pf +S) - Pf = …………………………………………..…..g
• Rendimiento real de AgCl = …………………………………………..…..g
Cálculo del rendimiento teórico del CaCO3
• Peso de cloruro de calcio =………………g
• Peso de nitrato de sodio =…………..…g
• Determinar el reactivo limitante y peso teórico de CaCO3
• Rendimiento teórico=……………………...g
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
× 100=……………
5.2. Cálculo del rendimiento real de óxido de magnesio.
• Formulación de la ecuación química balanceada:
……………………………………………………………………………………………………………………
• Peso de la capsula de porcelana limpia y seca: (Cp)=…………..….g
• Peso de la capsula de porcelana + Ceniza: (Cp + C)=………….…...g
• Peso de la ceniza: (Cp +C)-Cp=……………………………………………..…g
• Peso del rendimiento real=………………………………………………….…g
Cálculo del rendimiento teórico de óxido de magnesio
• El reactivo limitante es:………………………………………………………..…..
• El peso de la cinta de magnesio………………………………………………..g
SON IGUALES
SON IGUALES

• Calcula el rendimiento teórico de la reacción=………………………….g
•
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
× 100= ………

RENDIMIENTO DE UNA REACCION QUIMICA
I. Según la práctica realizada, contestar las siguientes proposiciones:
1.1 ¿Considera que el rendimiento porcentual obtenido en ambos experimentos es
óptimo? Explicar.
1.2 ¿Qué consideraciones tendría en cuenta para mejorar el rendimiento real
obtenido en cada uno de los experimentos? Mencione al menos tres.
1.3 Para ambos experimentos, calcular el peso de reactivo en exceso que al final de la
reacción queda sin reaccionar.
Experimento 1
Experimento 2

II. Considere la siguiente reacción:
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Si reaccionan 0,80 moles de MnO2 y 45 g de HCl
¿Cuántos gramos de cloruro de manganeso MnCl2 se producirán?
III. En la siguiente reacción:
NO2 + O2 + H2O HNO3
Si se hacen reaccionar 0.56 gramos de cada uno de los reactantes, finalizada la
reacción:
a) ¿Cuántos gramos de cada reactante quedan al final de la reacción?
b) Calcula el peso en gramos de ácido nítrico que se produce.

PRÁCTICA N°08
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
I. CAPACIDADES
1.1 Utiliza correctamente las técnicas de preparación de soluciones, con sus
respectivas unidades de concentración.
1 .2 Prepara soluciones acuosas a una concentración determinada.
1 .3 Prepara una solución diluida a partir de una solución concentrada.
2.1. Definición de Solución
Una solución es una mezcla homogénea, que contiene dos o más componentes.
Esta única fase puede ser sólida, líquida o gaseosa. En general, una solución
está conformada por:
SOLUTO: componente que se encuentra en menor proporción.
SOLVENTE: componente que se encuentra en mayor proporción.
En las soluciones acuosas, el agua siempre constituye el solvente y el soluto
puede ser una sustancia sólida (NaCl), líquida (ácido acético) o gaseosa (Cloruro
de hidrógeno).
2.2. Concentración de una Solución
La concentración de una solución indica la proporción de la cantidad de soluto
con respecto a la cantidad de solución.
C = Soluto
Solución
Los tipos de soluciones según su concentración son:
Soluciones diluidas: contienen una baja proporción de soluto (5 a 15% del peso
de la solución)
Soluciones concentradas: contienen regular a alta concentración de soluto.
Soluciones saturadas: son aquellas en las que, a una temperatura determinada,
no es posible disolver más soluto del que indica su solubilidad.

La concentración de una solución se expresa en unidades de concentración:
• Unidades Físicas:
a) Porcentaje peso-peso (%w/w)
b) Porcentaje peso–volumen (%w/v)
El porcentaje peso-peso y peso-volumen indican el peso de soluto en
100 g o 100 mL de solución respectivamente.
Ejemplos
Solución al 15%(w/w) de NaOH
15 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
100 𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Solución al 10%(w/v) de HCl
10 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
100 𝑚𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
• Unidades Químicas:
c) Molaridad (M)
La molaridad nos indica los moles de soluto disueltos en un litro de
solución.
Ejemplos.
Solución 0,5M NaOH
0,5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻
1 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Solución 2M HClO
2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙𝑂
d) Normalidad (N)
La normalidad nos indica el número de equivalentes-gramo (Eq-g) de
soluto que se disuelven en un litro de solución.
Ejemplos.
Solución 0.4N Na2CO3
0,4 𝑒𝑔−𝑔Na2CO3
Solución 2N H3PO4
2 𝑒𝑔−𝑔 𝐻3𝑃𝑂4
1𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Los equivalente gramos dependen del factor “i” y este se determina en
función al tipo de soluto.
i =
𝐸𝑞−𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
FACTOR i = [eq.g/mol]
Tipo de Soluto Definido por: Ejemplos
Ácidos i = Nº H transferidos
i (HNO3) = 1
i (H2SO4) = 2
Hidróxidos i= Nº OH transferidos
i (NaOH) = 1
i [Al(OH)3] = 3
Sales y óxidos
i = |(Carga x subíndice)cátion|
i = |(Carga x subíndice)anión|
Al2(SO4)3  2 Al3+
+ 3 SO4
2−
i (Al3+
) = |(+3)x2| = 6
i [SO4
2−
] = |(−2)x3| = 6

2.3.- Ecuación de dilución
Los cálculos para preparar soluciones diluidas a partir de soluciones
concentradas suelen efectuarse empleando una ecuación sencilla llamada
ecuación de dilución, la cual es la siguiente:
C1 x V1 = C2 x V2
C1 y C2: Concentración de solución concentrada y diluida respectivamente. La
unidad debe ser la misma en ambos lados de la ecuación.
V1 y V2: Volumen de solución concentrada a usar y volumen de solución diluida
a preparar.
2.4. Preparación de soluciones
Para preparar una solución hay que tener en cuenta la naturaleza del soluto si
es sólido o líquido, de manera general se puede considerar los siguientes pasos.
2.4.1. Preparación de una solución con soluto sólido
a) Calcular la cantidad de soluto sólido necesario a partir de la unidad
de concentración dada y el volumen a preparar.
b) Pesar la cantidad de soluto calculada.
c) Colocar el soluto en un vaso de precipitado y disolver el soluto con
ayuda del solvente (agua).
d) Colocar el contenido del vaso a la fiola seleccionada de acuerdo al
volumen de solución a preparar.
e) Aforar la fiola, con ayuda de la pizeta o gotero hasta llevar el menisco
sobre la línea de enrase o línea de aforo de la fiola.
f) Tapar y uniformizar.

2.4.2. Preparación de una solución con soluto líquido
a) Calcular la cantidad de soluto necesario, interpretando la unidad de
concentración dada y el volumen a preparar.
b) Colocar en un vaso el soluto líquido puro para evitar contaminar.
c) Colocar en la fiola una cantidad de solvente (agua), especialmente si
el soluto es un ácido.
d) Medir con la pipeta el volumen de soluto líquido calculado y verterlo
en la fiola.
e) Adicionar solvente hasta acercarse a la línea de aforo.
f) Aforar con ayuda de la pizeta o gotero, hasta llevar el menisco sobre
la línea de enrase o línea de aforo de la fiola.
g) Tapar y uniformizar.
III.MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS
• Balanza analítica
• Embudo simple
• Fiolas de 50 mL
• Vaso de Precipitación
• Luna de reloj
• Pipeta de 10 mL
• Bombilla de succión
• Espátulas
• NaCl (s)
• CuSO4.5H2O (s)
• HCl (cc)
• Sacarosa (s)
IV. PROCEDIMIENTO
4.1 Preparar 50 mL de una solución de NaCl al 2% (w/v)
• Calcular la cantidad necesaria de NaCl en gramos.
• Pesar en la balanza analítica el sólido calculado usando una luna de reloj.
• Agregar el soluto en la fiola de 50 mL utilizando un embudo y la Pizeta

• Añadir agua destilada hasta la mitad del volumen de la fiola y agitar hasta
la completa disolución del sólido.
• Luego agregar agua destilada hasta la línea de aforo. Agite para
homogenizar.
4.2 Preparar 50 mL de una solución de CuSO4.5H2O 0,1M
• Calcular la cantidad necesaria de CuSO4.5H2O y pesar en la balanza
analítica
• Agregar el CuSO4.5H2O en la fiola de 50 mL asistiéndose de un embudo y
la Pizeta
• Añadir agua destilada hasta la mitad del volumen de la fiola, agitar
fuertemente hasta disolver todo el sólido.
homogenizar
4.3 Preparar 50 mL de una solución de Sacarosa (C12H22O11)0,1N
• Calcular la cantidad necesaria de C12H22O11 y pesar en la balanza analítica
• Agregar C12H22O11 el en la fiola de 50 mL asistiéndose de un embudo y
una pizeta.
• Añadir agua destilada hasta la mitad del volumen de la fiola, y agitar
fuertemente hasta disolver el sólido.
homogenizar.
4.4 Preparar 50 mL de una solución de HCl 0,5 M a partir de HCl 6 N
• Calcular el volumen necesario de HCl concentrado.
• Medir el volumen calculado con una pipeta y con la ayuda de la bombilla
de succión.
• Agregar el HCl concentrado en la fiola de 50 mL y agregar agua destilada
hasta la línea de aforo.
• Homogenizar.

5. CALCULOS Y RESULTADOS
Realice todos los cálculos necesarios, usando el método de factores:
5.1 Calcular los gramos de cloruro de sodio NaCl para preparar 50 mL de una
solución al 2% (w/v)
5.2 Calcular los gramos de sulfato cúprico pentahidratado CuSO4.5H2O para
preparar 50 mL de una solución 0,1M
5.2 Calcular los gramos de sacarosa C12H22O11 para preparar 50 mL de una solución
0,1N
5.4 Calcular el volumen de ácido clorhídrico concentrado necesario para preparar
50 mL de una solución de HCl 0,5 M a partir de HCl 6 N. Utilizando la fórmula
de dilución.

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
1. Calcular los gramos necesarios de soluto para preparar 250 mL de solución de
K2Cr2O7 0.5 M y 0.5N. Realice todos los cálculos necesarios, usando el método
de factores:
2. Se desea preparar 300 ml de una solución de KCl 500 ppm. Calcule los gramos
de KCl que se deben pesar. Realice todos los cálculos necesarios, usando el
método de factores:
3. Se desea preparar una solución de H2SO4 0.2 M a partir de una solución de
H2SO4 2N. ¿Qué volumen de H2SO4 2 N se requiere?

4. Describa el procedimiento para preparar 2000 mL de una solución de NaOH
0,5N.
5. Identifique las siguientes proposiciones como verdaderas (V) o falsas (F):
a) Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias........ ( )
b) El soluto es el que está en mayor proporción en una solución.............. ( )
c) El factor “i” para el soluto, FeCl3 es igual a 3 equiv-gramo / mol........... ( )
d) La molaridad es igual a la normalidad, cuando el factor “i” es igual a .. ( )
e) Una solución saturada, contiene la máxima cantidad de soluto disuelto ( )
f) En toda solución el solvente siempre es el agua..................................... ( )
g) La concentración de una solución siempre es la relación soluto/solvente. ( )
e) El aire es una solución gaseosa............................................................... ( )
6. Para los compuestos dados a continuación indique el factor “i” (equiv.g/mol)
Sustancia Factor i Sustancia Factor i
Fe(NO3)3 Al2(SO4)3
KMnO4 HNO3
H2SO4 Fe2(SO4)3
Ca(OH)2 HCl

PRÁCTICA N°09
TITULACIÓN ÁCIDO - BASE
I.- CAPACIDADES
1.1 Valora una solución acuosa de NaOH 0,1N usando un patrón primario
1.2 Determina la concentración del ácido acético en el vinagre comercial
expresado en gramos de CH3COOH por litro de solución.
II.- FUNDAMENTO TEÓRICO
2.1. Titulación Acido - Base: Es un método de volumetría, que se usa para
determinar la concentración de un ácido o una base.
Se utiliza el equipo de titulación que consiste en un
matraz Erlenmeyer donde se coloca un volumen
determinado de muestra, una pequeña porción de
indicador y en la bureta graduada el agente titulante,
la cual deja caer lentamente la solución titulante
dentro del matraz Erlenmeyer hasta que ocurra el
cambio de color del indicador.
2.2 Patrón Primario: Es una sustancia que se utiliza para estandarizar una
solución y que se encuentra disponible en forma pura o en estado de
pureza conocida, es estable. Son reactivos químicos de alto grado de
pureza.
Ejemplos:
• Biftalato de potasio (BFK): sirve para valorar soluciones básicas como el
NaOH, KOH, etc.
• Carbonato de sodio (Na2CO3): sirve para valorar soluciones ácidas como
el HCl, H2SO4, etc.
2.3 Patrón Secundario: es una solución de concentración exactamente conocida.
2.4 Punto de Equivalencia: Es el punto de titulación en el cual el número de
equivalentes de titulante es igual al número de equivalentes del analito.
# Equivalentes de Base = # Equivalentes de Acido
2.5 Punto Final: Es el punto de una titulación en el cual el indicador cambia de
color.

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