Manual quimica general

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MANUAL DE LABORATORIO
QUÍMICA GENERAL
Nombre ___________________________________________________________
Código ____________________________________________________________
Programa Académico _________________________________________________
Grupo del laboratorio _________________________________________________
RECTOR
Jaime Restrepo Cuartas
VICERECTOR DE DOCENCIA
Ligia Solano Gutiérrez
DECANO FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS FÍSICAS Y NATURALES
Fabiola Aguilar
AUTORA
Carolina Esteban Cifuentes
UNIVERSIDAD DE SANTANDER
Facultad de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales

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Pictogramas de Seguridad
Nuevo Sistema
Sistema Antiguo
Estos símbolos se deben identificar en cada reactivo a manipular durante el desarrollo de las prácticas
de laboratorio. Cada pictograma da información acerca de las precauciones que se deben tener con la
sustancia.

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Introducción
Este manual de laboratorio es una guía indispensable para el trabajo práctico del estudiante de Química
General de la Universidad de Santander (UDES) el cual le permitirá complementar la temática tratada
en las clases teóricas y consolidar su aprendizaje frente a una de las principales ciencias naturales de
gran aplicación e importancia en la industria.
La asignatura de Química General enfocada a estudiantes de Ingenierías está constituida por un compo-
nente teórico y otro práctico. El componente práctico consta de 11 actividades cuyas temáticas orientan
al estudiante con el fin de obtener los conocimientos necesarios para llevar a cabo un adecuado trabajo
en laboratorios de investigación.
En este manual el estudiante encontrará las 11 actividades prácticas de la asignatura, cada una de ellas
con los espacios requeridos para consignar allí los resultados y expresar mediante las discusiones y las
conclusiones los conocimientos adquiridos en el desarrollo de la práctica.

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Contenido
Pag
Práctica No.1. Normas de seguridad.
Elaboración de preinformes e informes 7
Práctica No. 2. Reconocimiento de material 19
Práctica No. 3. Medidas de masa: Tratamiento de datos 23
Práctica No.4. Identificación de mezclas, compuestos y elementos 31
Práctica No. 5. Métodos de separación de mezclas 39
Práctica No. 6. Determinación de la densidad de líquidos 49
Práctica No. 7. Determinación de la densidad de sólidos 57
Práctica No. 8.Preparación de soluciones 65
Práctica No. 9. Calibración del termómetro.
Determinación de puntos de fusión 71
Práctica No. 10. Determinación de puntos de ebullición 79
Práctica No. 11. Reacciones químicas 87

7
Facultad de Ciencias Exactas,
Físicas y Naturales
LABORATORIO No. 1
NORMAS DE SEGURIDAD
ELABORACIÓN DE PREINFORMES E INFORMES
1. Introducción
Las prácticas de laboratorio complementan los conocimientos teóricos adquiridos en la asignatura.
Para realizar satisfactoriamente esta importante actividad es necesario seguir algunas normas:
Normas Generales
• La asistencia al laboratorio es obligatoria. Toda inasistencia debe ser justificada dentro de los plazos
establecidos por la universidad. Cada trabajo práctico se evaluará a través del desarrollo de la guía
de trabajo y de un quiz al inicio o al final de la clase.
• Cada estudiante debe traer a cada práctica de laboratorio los siguientes materiales básicos:
• Bata manga larga
• Gafas de seguridad
• Guantes de nitrilo
• Gorro
• Una toalla o lanilla
• Tijeras, bisturí o cuchilla
• Cuaderno de preinformes
• Los alumnos deberán tener una conducta apropiada durante todo el desarrollo del trabajo práctico
y acatar las normas e instrucciones que le entreguen los profesores a cargo del grupo. Los profesores
se reservan el derecho de SOLICITAR LA SALIDA del laboratorio a cualquier alumno que no respete
estas normas.
• Cada estudiante debe disponer del libro guía de trabajo práctico, el cual posee las instrucciones para
desarrollar cada laboratorio. Esta guía, así como el marco teórico, lectura propuesta y los aspectos
metodológicos que sustentan el trabajo práctico deberán ser ESTUDIADOS por el estudiante previo
a la realización de cada práctica.
Será responsabilidad del estudiante, leer con anterioridad la guía de laboratorio para
que se informe sobre el manejo del equipo, sustancias y procedimientos que se utiliza-
rán.
Una vez inicia el laboratorio el estudiante debe mantenerse atento a los procedimientos y seguir las
instrucciones dadas por el docente.
Normas de Seguridad
• Es obligación de cada estudiante cumplir puntualmente con el horario establecido para asistir al
laboratorio. No se aceptarán alumnos 15 minutos después del comienzo de la actividad.

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• Está prohibido fumar, comer, ingerir bebidas, manipular lentes de contacto y aplicarse cosméticos
en el laboratorio.
• Dispositivos para escuchar música y celulares deben permanecer apagados durante el laboratorio.

• No se permite: la presencia de niños, juegos de mano, uso de vocabulario indebido, la presencia de
personas ajenas al laboratorio, ni salir del laboratorio sin autorización una vez haya comenzado el
trabajo.

• Es obligatorio el uso de bata de laboratorio (la cual se debe mantener abotonada), gorro, guantes
de nitrilo y gafas de protección. Con esto se busca prevenir cualquier tipo de contaminación y estar
protegidos frente a alguna salpicadura con tintes o reactivos químicos. Ningún estudiante sin
bata será admitido en el laboratorio.
• Por razones de seguridad se PROHIBE el uso de pantalones cortos y/o faldas cortas. Los zapatos
se usarán cerrados (no serán permitidas las chanclas o sandalias). El pelo largo se debe
mantener siempre recogido.
• Nunca deberá pipetear con la boca.

• Al colocar pipetas en los pipeteadores, recuerde no forzarlas para evitar que se rompan.

• Se deberá tener cuidado al manipular el material de vidrio. Estudiante que dañe material de labora-
torio deberá reponerlo.

• No se deben abrir las llaves de gas o de agua si no se van a utilizar.

• De surgir alguna emergencia (fuego, escape de gas, etc.) deberá abandonar el laboratorio a la mayor
brevedad posible en estricto orden siguiendo las indicaciones del docente.

• Todo desperdicio sólido o líquido (materiales insolubles, trozos de vidrio, etc.) deberá desecharse en
los envases apropiados.

• Mantener despejados los mesones de trabajo y pasillos entre los mismos. Tener cuidado para que los
bolsos no obstruyan el paso.

• Al terminar el laboratorio deberá limpiar el área de trabajo. Devuelva todo el equipo empleado.
Recoja todos los desperdicios y deposítelos en los recipientes destinados. Recuerde colocar las ban-
quetas o sillas bajo las mesas. No se permitirá a los estudiantes salir del laboratorio hasta que éste
quede limpio.

• Deben lavarse las manos con agua y jabón antes de comenzar el laboratorio y después de terminar
el mismo.

• Si posee alguna condición de salud o impedimento, favor notificarlo al profesor.

• Se prohíbe la manipulación de equipos (balanzas, estufas, etc) sin la debida autorización.
• Los estudiantes deben asumir una posición de orden, seriedad, responsabilidad con el trabajo y res-
peto hacia los profesores, compañeros y personal no docente.

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Si se cumplen adecuadamente las normas mencionadas anteriormente, su trabajo en el laboratorio será
una experiencia enriquecedora y formativa.
Elaboración de Informes y Preinformes
El Preinforme
Cada estudiante debe llevar un cuaderno exclusivo para realizar los preinformes de laboratorio. Este
preinforme se debe realizar antes de llevar a cabo la práctica, con el fin de garantizar que el estudiante
ha adquirido el conocimiento necesario de lo que se va a hacer en el laboratorio.
El preinforme está constituido por:
1. Titulo de la práctica
2. Fundamento teórico (complemento de la introducción de la guía)
3. Metodología, la cual se debe realizar en diagrama de flujo o en esquema gráfico con el fin de
resumir el procedimiento descrito en la guía.
Ejemplo de diagrama de flujo:
Tomar un erlenmeyer limpio y seco
Agregar 25 mL de agua destilada
Calentar utilizando un mechero
Ejemplo de un esquema gráfico:
4. Fichas de seguridad: características y clasificación de cada reactivo a utilizar en la práctica. Ésta
debe contener:
• Nombre del reactivo
• Formula química
• Peso molecular
• Solubilidad en agua
• Punto de fusión
• Punto de ebullición
• Dosis letal mediana (DL 50)

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• Clasificación química (Tóxico, nocivo, inflamable, etc)
• Riesgos y Precauciones
5. Bibliografía consultada, la cual debe ser reportada según lo indicado en el Norma ICONTEC 5613.
Ej: AYRES, Frank. Cálculo. 4 ed. Bogotá D.C.: McGraw-Hill, 2001. 596 p.
(APELLIDO, Nombre del autor. Titulo. Edición. Lugar: Editorial, año. Paginas)
El Informe
El informe de laboratorio se debe entregar después de llevar a cabo la práctica. Se debe realizar en el
libro guía de laboratorio donde se registra lo siguiente:
Resultados obtenidos, los cuales se deben registrar en el espacio designado para ello. En caso de
haber tablas, estas se deben llenar teniendo en cuenta:
• No dejar espacios en blanco en el cuerpo de la tabla; éstos pueden significar que no existen los datos
o que los mismos se omitieron por error.
• Si faltasen datos llenar los espacios con una raya y explicar su significado al final de la tabla o en una
nota.
• No repetir las unidades de medida en el cuerpo de la tabla. El símbolo de medición se escribe debajo
del encabezamiento de las columnas.

• Usar el mismo grado de precisión para todos los datos (por ejemplo: 35.00, 36.50 y 45.98 en lugar
de 35, 36.5 y 45.98).

• Colocar el cero a la izquierda del punto decimal (0.5 en vez de .5).

• Alinear las columnas de números debajo del punto decimal.
Análisis de resultados. Esta es la sección más importante de un informe o artículo científico. Aquí
los resultados deben interpretarse apoyándose en la literatura científica (libros, revistas). Se redactan
en tercera persona.
Conclusiones. Se presentan consecutivamente o puede retomarse el tema de la práctica mencionando
los datos más importantes y su relevancia en esta práctica.
Cuestionario resuelto
Bibliografía consultada cumpliendo con la norma icontec.
2. Competencias
2.1 Competencia general
Conocer las normas de seguridad que se deben seguir en un laboratorio, destacando la necesidad de
cumplir dichas normas adecuadamente como mecanismos para evitar daños en la integridad personal.
Conocer el protocolo para preparar una práctica de laboratorio, reportar y analizar los resultados obte-
nidos.

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2.2 Competencias Específicas
• Destacar la importancia de seguir adecuadamente las normas de bioseguridad en un laboratorio.
• Ubicar las áreas e implementos de bioseguridad (recipientes de vidrio para desechos de reactivos
líquidos, recipientes de desechos orgánicos e inorgánicos, duchas y botiquín) con que cuenta el la-
boratorio para utilizarlos adecuadamente durante el desarrollo de las prácticas de laboratorio y en
caso de alguna emergencia.
3. Lista de materiales y reactivos
Libro de Productos y reactivos químicos. MerckV.

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NORMAS DE SEGURIDAD. ELABORACIÓN DE PREINFORMES E INFORMES
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
4. Cuestionario
1. ¿Qué se debe tener en cuenta para el manejo adecuado de reactivos químicos?
2. Dibuje y nombre cuatro pictogramas empleados para clasificar reactivos químicos

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3. Defina y dé ejemplos de sustancia comburente
4. Qué significado tiene la sigla DL50? ¿Qué importancia tiene el conocimiento de este valor para la
manipulación de reactivos químicos?

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5. Realice las fichas de seguridad de los siguientes reactivos químicos:
a. Ácido sulfúrico
b. Etanol

16
c. Hidróxido de sodio
5. Conclusiones

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6. Bibliografía- Webgrafía
1. Arenas, Helena y Bautista, Gerardo. (1998) Manual de Laboratorio Química I y Química General.
Facultad de Ciencias. Universidad Industrial de Santander.
2. http://ww1.udes.edu.co/Portals/0/Documentos/Academia/ciencias%20basicas/
Manual%20de%20Bioseguridad.pdf. Protocolo de procedimientos y normas de bioseguridad para
Laboratorio. Universidad de Santander. Facultad de ciencias exactas físicas y naturales.
3. www.fcen.uba.ar/shys/pdf/normas_biol.pdf. Normas de bioseguridad para trabajar en laborato-
rios. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales. Universidad de Buenos Aires.
Bibliografía consultada

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LABORATORIO No. 2
RECONOCIMIENTO DE MATERIAL
1. Introducción
El manejo de instrumentos de observación y medición han llevado al experimentador hacia una adecua-
da manipulación de los procedimientos en búsqueda de resultados que permiten solucionar problemas
y descubrir nuevos campos de acción en el avance de la tecnología. Para un estudiante que se inicia en
el campo de la ciencia y la investigación es importante conocer los usos, nombres y manejo del material
de laboratorio. Esto hace parte del entrenamiento que todo estudiante debe adquirir para realizar su
trabajo con seguridad y eficacia.
El material de laboratorio se puede clasificar en:
• Material volumétrico: Elementos de precisión para medir volúmenes y no se pueden calentar. Per-
tenece a este grupo la probeta graduada, la pipeta, la bureta, el balón aforado y el picnómetro.
• Material no volumétrico: Elementos que se usan para calentar. Son elementos ordinarios para me-
dir volúmenes, en este grupo se encuentra el vaso de precipitado, el erlenmeyer y el balón de fondo
redondo.
• Material variado: Otros elementos de uso corriente. Aquí se ubica el mechero, el vidrio de reloj, el
soporte, el tubo de ensayo, las pinzas, etc.
A continuación se presentan algunos elementos de uso común en un laboratorio de química:

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2. Competencias
Reconocer los instrumentos de medición más utilizados en el laboratorio, sus usos, características y
cuidados.
2.2 Competencias específicas
Adquirir habilidades para el uso correcto del instrumental típico del laboratorio.
Clasificar los implementos de laboratorio teniendo en cuenta su aplicación, su uso y el material del
cual están elaborados.
• Probetas • Pipetas
• Peras • Balón aforado
• Picnómetro • Vaso de precipitado
• Erlenmeyer • Vidrio de reloj
• Frasco lavador • Soporte universal
• Pinza con nuez • Gradilla
• Tubos de ensayo • Pinza para tubo de ensayo
• Embudo de separación

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RECONOCIMIENTO DE MATERIAL
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
4. Cuestionario
1. Clasifique como volumétrico, no volumétrico o material variado cada uno de los elementos de labo-
ratorio conocidos en la práctica.
2. Mencione 5 elementos volumétricos
3. ¿Qué es un picnómetro? ¿Para qué se usa? ¿Cómo se usa? ¿Puede ser calentado?

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4. Mencione una semejanza y una diferencia entre vidrio común, vidrio refractario y porcelana. Mencione un ele-
mentodelaboratorioelaboradoconcadaunodeestosmateriales.
5. Bibliografía - Webgrafía
1. Bautista, G. Manual de Laboratorio de Biociencias. Facultad de Ciencias. Universidad Industrial de Santander.
(2010).

23
LABORATORIO No. 3
MEDIDAS DE MASA: TRATAMIENTO DE DATOS
1. Introducción
Las medidas de masa y volumen son fundamentales en una ciencia experimental como la química. Por
tanto es importante aprender a usar con propiedad estas medidas haciendo énfasis en la precisión.
La balanza es uno de los instrumentos más importantes en un laboratorio de química. Existen dife-
rentes tipos de balanzas, algunas son de alta precisión (del orden de 0,00001g), llamadas balanzas de
precisión o analíticas, (ver Figura 1) empleadas en química analítica, en tanto que otras son de baja
precisión y pueden registrar la masa de un objeto con una o dos cifras decimales.
Antes de usar la balanza consulte el manual de operación o pida instrucciones al profesor. Además ten-
ga presente que algunas sustancias químicas pueden ser corrosivas y al colocarlas directamente sobre
los platillos pueden deteriorarlos. Utilice un papel filtro, un vidrio reloj o cualquier otro recipiente para
pesar.
Figura 1. Balanza analítica
Tratamiento de datos
Toda operación de medida está sujeta a errores o incertidumbres. La confiabilidad de los resultados
depende de la exactitud del instrumento y del cuidado con que se haga la medición. Sin embargo siem-
pre se cometerán errores de tipo instrumental y humano. Suponga que se pesa un vaso de precipitados
en una misma balanza durante cuatro secciones diferentes y se obtuvieron los siguientes resultados:
20.52; 20.45; 20.40 y 20.43. Las diferencias que se presentan entre estos valores pueden relacionarse
con errores instrumentales o con errores personales. Con una serie de datos como estos podría pregun-
tarse ¿cuál es el mejor resultado y cuál es la incertidumbre de éste? Preguntas como estas solo se pueden
responder haciendo el tratamiento estadístico de los datos.

24
En este curso el resultado R de una serie de medidas se reportará como el valor promedio (X) de la serie
más o menos el valor de la desviación media (dm):
La media, media aritmética y promedio (X) son términos sinónimos. Se obtiene dividiendo la suma
de los resultados de una serie de medidas por el número de determinaciones. Por ejemplo, la media o
promedio de una serie de medidas como las mencionadas anteriormente (20.52; 20.45; 20.40 y 20.43)
se calcula así:
La media en este caso representa el mejor valor, pero no garantiza que sea el verdadero. El valor verda-
dero en una ciencia experimental no existe, el error estará siempre presente en toda determinación. En
consecuencia el valor que se acepta como verdadero corresponde al promedio de una serie de determi-
naciones realizada por un grupo de expertos en el tema.
Precisión y exactitud
Figura 2. Exactitud y precisión
Estos dos términos a menudo se confunden y por eso es importante diferenciarlos. Una medida puede
ser muy precisa y al mismo tiempo inexacta. Como ejemplo considérese una serie de tiros al blanco. La
exactitud se refiere a lo cerca del centro del blanco donde cae cada tiro y la precisión a que tan cerca
caen entre si los diversos tiros. En la figura 2a la exactitud y la precisión son buenas; en cambio, en la
figura 2b hay buena precisión y poca exactitud. Lo ideal es que toda medida sea precisa y exacta al mis-
mo tiempo.
La precisión se refiere a la reproductibilidad o concordancia de los datos de una serie de medidas que se
han realizado de forma idéntica. Existen varios métodos para evaluar la precisión de los resultados de
una serie de medidas, como la desviación respecto a la media, la desviación media ó desviación estándar
y la varianza. Sin embargo en este curso sólo se trataran las dos primeras:
Desviación respecto a la media (di). Consiste en tomar la diferencia, sin tener en cuenta el signo,
entre un valor experimental (Xi) y la media de la serie (X):
Para los siguientes datos calcularemos la media y las desviaciones respecto a la media:

25
Desviaciones respecto a la media:
d1 = X1 – X= 20,52-20,45 = -0,07
d2 = X2 – X= 20,45-20,45 = 0,00
d3 = X3 – X= 20,40-20,45 = -0,05
d4 = X4 – X= 20,43-20,45 = -0,02
Desviación promedio. La desviación promedio o desviación media corresponde a la media aritméti-
ca del valor absoluto de las desviaciones individuales:
La desviación media del ejemplo anterior es:
Resultado. El resultado de la serie de medidas del ejemplo que hemos venido trabajando es:
R= 20,45 ± 0,04
Donde 20,45 corresponde al valor promedio de la serie y 0,04 a la desviación media.
2. Competencias
• Adquirir destreza en el uso de la balanza.
• Familiarizar al estudiante con los métodos de tratamiento estadístico de datos.
• Balanza
• Erlenmeyer de 150mL
• Vaso de precipitados de 150mL
• Pinza para crisol
• Moneda*
*Este material debe ser traído por el estudiante.
4. Metodología
El docente realizará una breve descripción de la balanza indicando sus partes, su precisión y la forma
como se usa.
Pesar 3 veces y con la precisión indicada cada uno de los siguientes objetos:

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• Una moneda
• Un vaso de precipitados seco
• Un erlenmeyer seco.
En cada pesada utilice las pinzas para manipular los objetos. De este modo se evitaran errores por au-
mento de peso debido a la grasa o humedad que le pueda quedar adherida al objeto cuando se manipula
directamente con las manos.

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MEDIDAS DE MASA: TRATAMIENTO DE DATOS
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. Al pesar varias veces un erlenmeyer se obtuvieron los siguientes resultados: 49,63; 49,84; 50,25;
49,68 y 50,13g. Determine la media aritmética, la desviación media y su resultado con la incertidumbre
correspondiente.
2. ¿Qué y cuáles son las cifras significativas de un número?

28
3. Determine el número de cifras significativas de:
650,0 ________________
0,0022 ________________
0,12020 ________________
0,4005 ________________
4. Exprese con dos decimales los siguientes números:
0,327 ________________
0,405 ________________
0,245 ________________
0,4005 ________________
6. Resultados
Tabla No.1 Datos tomados para la determinación de la masa de diferentes objetos y su respectivo trata-
miento de datos.
7. Discusión de Resultados

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8. Conclusiones
1. CHANG, R. Química. Ed. 7. Mc Graw Hill. México. 2002.
2. SKOOG, D. WEST, D. HOLLER, F and CROUNCH, S. Fundamentos de Química Analítica. Ed. 8.
International Thompsom Editores. México. 2005.

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LABORATORIO No. 4
IDENTIFICACIÓN DE MEZCLAS, COMPUESTOS Y ELEMENTOS
1. Introducción
La química es un área de la ciencia que estudia la materia y todos los cambios que a ella le ocurren.
Cualquier cosa que podamos ver, tocar, sentir o no se considera materia. Es decir, la materia es todo
aquello que ocupa un lugar en el espacio y que posee masa.
Según su composición la materia se clasifica tal como se describe en la figura 1.
Materia
¿Es uniforme
en todas sus partes?
No Sí
No Sí
No Sí
Homogénea
¿Tiene
composición
variable?
Mezcla
homogénea
(disolución)
Sustancia pura
Elemento Compuesto
¿Se puede
descomponer
en sustancias
más simples?
Mezcla
Hetereogénea
Figura 1. Clasificación de la materia

32
Casi toda la materia que nos rodea consiste en mezclas de sustancias. Cada sustancia de una mezcla
conserva su identidad química, y por tanto, sus propiedades. Mientras que las sustancias puras tienen
composición fija, la composición de una mezcla puede variar. Una taza de café endulzado, por ejemplo,
puede contener poca o mucha azúcar. Las sustancias que constituyen una mezcla (como azúcar y agua)
se denominan componentes de la mezcla.
Algunas mezclas, como la arena, las rocas y la madera, no tienen la misma composición, propiedades y
aspectos en todos sus puntos. Tales mezclas son heterogéneas. Las mezclas que son uniformes en todos
sus puntos son homogéneas. El aire es una mezcla homogénea de las sustancias gaseosas nitrógeno,
oxígeno y cantidades mas pequeñas de otras sustancias. La sal, el azúcar y muchas otras sustancias se
disuelven en agua para formar mezclas homogéneas. Las mezclas homogéneas también se llaman diso-
luciones.
La mayor parte de las formas de materia con las que nos topamos, por ejemplo, el aire que respiramos,
la gasolina para autos y la acera por la que caminamos, no son químicamente puras. No obstante pode-
mos descomponer o separar estas clases de materia en diferentes sustancias puras. Una sustancia pura
es materia que tiene propiedades definidas y una composición que no varía de una muestra a otra. El
agua y la sal de mesa son ejemplos de sustancias puras.
Todas las sustancias son elementos o compuestos. Los elementos no pueden descomponerse en sus-
tancias más simples. A nivel molecular cada elemento se compone de un solo tipo de átomos. Los com-
puestos son sustancias conformadas por dos o más elementos, y por tanto contienen dos o más clases
de átomos. El agua, por ejemplo, es un compuesto constituido por dos elementos, hidrogeno y oxigeno
(H2O).
2. Competencias
Identifica y diferencia claramente los conceptos de elemento, compuesto y mezcla.
• Reconoce la diferencia entre mezclas homogéneas y heterogéneas.
• Identifica los componentes de una mezcla.
• Identifica mediante experimentos sencillos algunos métodos de separación de mezclas
• Balanza
• Probeta 100 mL
• Embudo de vidrio
• Erlenmeyer 250 mL
• Varilla de agitación
• Cápsula de porcelana
• Arena seca*
• Trípode
• Espátula
• Soporte universal
• Pinza para cápsula
• Placa de calentamiento
• Sulfato de cobre
• Imán*
• Papel filtro
• Vasos de precipitados
• Aro con nuez
• Pinzas con nuez
• Vidrio de reloj
• Limadura de hierro
• Fósforos o encendedor
*Este material debe ser traído por el estudiante.

33
4. Metodología
Pese separadamente en la balanza 2 g de sulfato de cobre, 1 g de arena y 1 g de limadura de hierro (re-
gistre en la tabla 2 la cantidad exacta pesada). Una vez pesados, mézclelos en un vaso de precipitados,
adicione 20 ml de agua y agite utilizando la barra de vidrio. Registre las observaciones pertinentes.
Pese el erlenmeyer limpio y seco.
Separe la mezcla preparada anteriormente, utilizando el embudo de vidrio y un papel de filtro. Para
evitar salpicaduras mientras vierte el líquido sobre el embudo, apoye la varilla de vidrio sobre el pico
del vaso, de modo que el líquido fluya por la varilla, como se muestra en la figura 1. Recoja el líquido
en un erlenmeyer limpio y seco, previamente pesado. Asegúrese que todo el contenido del vaso
de precipitado caiga en el papel filtro.
Figura 1. Proceso de filtrado
Una vez separado el liquido en el erlenmeyer. Traspase las sustancias que quedaron en el papel a una
cápsula de porcelana y lleve a calentamiento haciendo uso del mechero. Una vez seco el contenido de
la cápsula deje enfriar y separe mediante el imán las limaduras de hierro. Pese y registre la cantidad de
hierro recuperado.
En la cápsula queda la arena. Pese y registre la cantidad de arena recuperada.
Para recuperar el sulfato de cobre; Tome el erlenmeyer que contiene el líquido proveniente de la filtra-
ción y lleve calentamiento hasta sequedad (hasta que se elimine el agua). Retire del calentamiento, deje
enfriar y pese el erlenmeyer con el sólido seco.
Calcule los porcentajes de recuperación de cada sustancia.

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IDENTIFICACIÓN DE MEZCLAS, COMPUESTOS Y ELEMENTOS
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. Mencione una mezcla homogénea y una heterogénea que se haya preparado en esta práctica.
2. Explique qué es y en qué consiste el método de separación por imantación
3. Mencione dos compuestos utilizados en la práctica.
4. Clasifique cada una de las siguientes como sustancia pura, mezcla homogénea o mezcla heterogénea:
• Arroz con leche __________________________
• Agua de mar ____________________________
• Magnesio _______________________________
• Gasolina _______________________________
• Aire __________________________________
• Jugo de tomate __________________________
• Arena __________________________________

36
6. Resultados
Tabla No.1 Datos tomados para la determinación de la cantidad de sulfato de cobre recuperado.
*Después del calentamiento hasta sequedad.
**Resta entre el peso del erlenmeyer con la sustancia y el peso del erlenmeyer vacío.
Tabla No.2 Relación de las cantidades de las diferentes sustancias que componen la mezcla
7. Discusión de resultados

38
3. BROWN, T. LeMAY, H. BURSTEN B. Química, La ciencia central. Ed. 9. Pearson Prentice Hall.
México 2004.

39
LABORATORIO No. 5
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
1. Introducción
En el laboratorio generalmente se requiere separar los componentes de una mezcla, bien sea para de-
terminar su composición o para purificar los componentes y usarlos en reacciones posteriores. Las téc-
nicas a utilizar dependen del estado general de la mezcla (sólida, líquida o gaseosa) y de las propiedades
físicas de los componentes. Entre los procedimientos más utilizados para la separación de mezclas se
encuentran:
1) Destilación. La destilación es el procedimiento más utilizado para la separación y purificación de
líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles.
La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la segunda
el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación.
2) Evaporación. Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componen-
tes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea si no tenemos interés en
utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase.
Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los
dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene numerosas
sales tales como cloruro de sodio, de potasio, etc
3) Decantación. La decantación es una técnica de separación que aprovecha la diferencia de densida-
des. Generalmente el sólido es más denso que el líquido por lo cual se deposita en el fondo del recipien-
te, mientras la parte superior del líquido queda prácticamente sin partículas del sólido y se puede retirar
con facilidad. En los procedimientos donde el sólido requiere ser lavado para retirar algún producto
soluble, es conveniente combinar la filtración con la decantación.
4) Filtración. Se fundamenta en que alguno de los componentes de la mezcla no es soluble en el otro,
se encuentra uno sólido y otro líquido. Se hace pasar la mezcla a través de una placa porosa o un papel
de filtro, el sólido se quedará en la superficie y el otro componente pasará. Se pueden separar sólidos de
partículas sumamente pequeñas utilizando papeles con el tamaño de los poros adecuados.
2. Competencias
Repasar algunos de los conceptos básicos de la química general que tiene que ver con las formas de
presentación de la materia, sus propiedades físicas y químicas y las formas de separación de sus com-
ponentes.

40
Contextualizarse con algunas de las operaciones químicas fundamentales en el laboratorio.
Conocer algunas de las técnicas más sencillas de separación de mezclas como son la filtración, evapora-
ción, precipitación y la recristalización.
- 2 Vasos de precipitado de 100 mL
- Balanza analítica
- Frasco lavador
- Cápsula de porcelana
- Soporte universal
- Trípode o aro con nuez
- Solución de NaCl
- Marcador (negro, rojo o azul)*
- Nitrato de plata (AgNO3)
- 2 vasos de precipitados de 250 mL
- Agitador de vidrio
- Embudo de vidrio
- Papel de filtro
- Mechero
- Placa de calentamiento
- Espátula
- Etanol
* Deben ser traídos por el grupo de trabajo
4. Metodología
4.1 Filtración
Vierta 5 mL de la solución de AgNO3 0.2M en el vaso de precipitados de 100 mL.
Agregue 5 mL de la solución de NaCl al 2% agitando continuamente y observe el resultado de la reac-
ción. Note la formación de un precipitado. Filtre con un papel filtro tal como se observa en la figura 1.
Figura 1. Montaje para filtración por gravedad
4.2 Evaporación
Pese un vaso de precipitado de 100 mL limpio y seco en la balanza analítica. Vierta 2 mL de la solu-
ción concentrada de NaCl en el vaso. Sométalo a calentamiento con el mechero haciendo uso de la
placa de calentamiento.

41
Espere a que se evapore toda el agua de la solución ¿Qué observa?
Pese nuevamente el vaso cuando esté frío. ¿Aumento la masa?
Determine la cantidad de NaCl por mililitro de la solución.
4.3 Cromatografía en papel
Recorte una tira del papel poroso que tenga unos dos o tres dedos de ancho y que sea un poco más larga
que la altura del vaso. Enrolle un extremo en la varilla de agitación (puedes ayudarte de cinta adhesiva)
de tal manera que el otro extremo llegue al fondo del vaso (figura 2).
Dibuje una mancha con un marcador en el extremo libre de la tira, sin tocar el borde, de forma que no
quede sumergida en el alcohol. Procure que sea intensa.
Agregue alcohol en el fondo del vaso hasta una altura de un dedo aproximadamente.
Sitúe la tira dentro del vaso de tal manera que el extremo quede sumergido en el alcohol pero la mancha
que has hecho sobre ella quede fuera de éste.
Figura 2. Montaje de cromatografía en papel

43
SEPARACIÓN DE MEZCLAS
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. Nombre y explique tres métodos que permitan la separación de mezclas homogéneas y heterogé-
neas diferentes a los explicados en las practicas 4 y 5.

44
2. Explique el fundamento teórico de la cromatografía en papel

45
3. ¿Qué otra metodología propone para separar el cloruro de plata formado en el experimento 1?
4. El alcohol antiséptico es una mezcla de 70% etanol+ 30% agua. Suponga que se desea recuperar el
etanol puro ¿Que método de separación piensa usted que sería el más adecuado? ¿Por qué?
6. Resultados
Escriba la reacción entre el Nitrato de plata (AgNO3) y el cloruro de sodio (NaCl):
Tabla No. 1. Evaporación. Separación de un soluto disuelto (NaCl)
* Después de secado a calentamiento
** Diferencia entre el peso del vaso+NaCl y el peso del vaso vacío

46
¿Qué se observa en la tira de papel filtro una vez el etanol ha sido adsorbido? Explique.

47
8. Conclusiones
1. CHANG, Raymond. Química, novena edición, 2007, pg 142-146
2. SKOOG, W. Fundamentos de química analítica, octava edición, 2006
3. http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/b_ii/actividades/act_cromato-
grafia.htm

49
LABORATORIO No. 6
DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE LIQUIDOS
1. Introducción
La densidad es una propiedad característica de las sustancias. Se define como la masa por unidad de
volumen de un material y para representarla se utiliza generalmente la letra griega Ro (ρ). En general,
la densidad es definida como el cociente entre la masa de un cuerpo y el volumen ocupado por la misma,
esto es
ρ = masa/volumen
La densidad de los sólidos se expresa generalmente en unidades de gramos por centímetro cubico (g/
cm3
) y la de los líquidos en gramos por mililitro (g/mL).
Para hacer determinaciones precisas de densidad y densidad relativa de un líquido se utiliza un peque-
ño recipiente llamado picnómetro (figura 1), el cual tiene un cuello largo aforado que lleva generalmente
un tapón perforado. Para llenar el picnómetro con el líquido problema, se utiliza una pequeña probeta
o pipeta y se tapa. El líquido subirá por el interior del tapón y rebosara por arriba. Cuando esto sucede,
el picnómetro se seca, cuidadosamente y se procede a realizar la determinación de la densidad.
Figura 1. Picnómetro
2. Competencias
Determina la densidad de sustancias líquidas en el laboratorio utilizando dos métodos diferentes
• Realiza mediciones de volúmenes con los diferentes aparatos volumétricos
• Aplica los conceptos de precisión y exactitud.
• Adquiere habilidad en el manejo de datos estadísticos.

50
• Balanza
• Pipeta de 25 mL
• Picnómetro de 10mL
• Churrusco
• Leche*
• 4 Pipetas Pasteur desechables
• Vaso de precipitados de 100 mL
• Pera
• Agua, etanol, glicerina
* Debe ser traida por el grupo de trabajo
4. Metodología
Pese un picnómetro vacío limpio y seco. Llénelo con agua, tápelo y deje que salga por el capilar de la
tapa el exceso de líquido. Seque el picnómetro y vuelva a pesarlo. La diferencia de pesos le dará la masa
del agua correspondiente al volumen del picnómetro. Realice 2 mediciones más para llevar a cabo el
respectivo tratamiento estadístico de los datos.
Ahora utilice un vaso de precipitados que esté limpio y seco. Péselo. Mida exactamente un volumen de
5mL de agua utilizando la pipeta y descárguelo en el vaso de precipitado previamente pesado. Vuelva a
pesar el vaso y proceda como en el caso anterior. La diferencia de pesos le dará la masa del agua corres-
pondiente al volumen tomado con la pipeta. Realice dos determinaciones más y lleve a cabo el respecti-
vo tratamiento estadístico de los datos.
Utilice el mismo procedimiento para determinar la densidad del líquido asignado por el docente, el cual
será uno entre etanol, la glicerina o la leche.
Calcular el porcentaje de error del promedio de las mediciones:

51
DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE LÍQUIDOS
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. ¿Qué es el peso específico?
2. ¿Por qué se acostumbra y es necesario indicar la temperatura cuando se reporta la densidad de una
sustancia?

52
3. Determine la densidad de una sustancia si 1,5 litros de ella pesa lo mismo que 2,0 litros de agua a 4ºC.
4. Las sustancias líquidas mercurio (densidad=13,5g/mL), agua (densidad=1g/mL) y ciclohexano
(densidad=0,778g/mL) no forman una disolución al mezclarse; se separan en capas. Dibuja como se
ubicarían estos líquidos en un tubo de ensayo.

53
6. Resultados
Tabla No 1. Medida de la densidad del agua utilizando picnómetro.
Tabla No. 2. Medida de la densidad de agua utilizando pipeta.
Tabla No. 3 Medida de la densidad de _____________ utilizando picnómetro.
Tabla No. 4 Medida de la densidad de _____________ utilizando pipeta.

54
Tabla No. 5. Porcentajes de error de los valores experimentales de densidad.
8. Conclusiones

55
9. Bibliografía - Webibliografía
1. Arenas, H. y Bautista, G. Manual de Laboratorio Química I y Química General. Facultad de Cien-
cias. Universidad Industrial de Santander. (1998).
2. CHANG, R. Química. Ed. 7. Mc Graw Hill. Mexico. 2002.

57
LABORATORIO No. 6
DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE SÓLIDOS
1. Introducción
La densidad de sólidos se puede determinar por diversos métodos. Los más comunes son: el método
geométrico y el principio de Arquímedes.
El método geométrico solo se puede aplicar en sólidos de forma geométrica definida. Este método
consiste en pesar el sólido (para obtener su masa en gramos) y calcular el volumen midiendo sus dimen-
siones (si tiene una forma geométrica regular).
Por ejemplo: Si se trata de un paralelepípedo, el volumen corresponde al producto:
V = a x b x c
Donde a, b, c corresponden a las dimensiones.
Si el objeto es cilíndrico V = πr2h, siendo r el radio y h la altura
Si el objeto es esférico V = 4/3 πr3.
El principio de Arquímedes establece, básicamente, que cualquier cuerpo sólido que se encuentre
(sumergido o depositado) en un fluido, experimentará un empuje de abajo hacia arriba, igual al peso
del volumen del liquido desalojado. El objeto no necesariamente ha de estar completamente sumergido
en dicho fluido, ya que, si el empuje que recibe es mayor que el peso aparente del objeto, este, flotará y
estará sumergido sólo parcialmente.
Si el cuerpo es menos denso que el agua, por ejemplo madera, corcho, etc., se debe usar una aguja u otra
varilla rígida para forzar su inmersión total y al mismo tiempo lograr que la fracción del volumen de la
varilla inmersa en el agua sea despreciable frente al volumen del cuerpo en cuestión.
2. Competencias
Determina la densidad de sustancias sólidas en el laboratorio utilizando diferentes métodos.
• Discutir a partir de los resultados experimentales cuál de los métodos es el más exacto para medir
la densidad de sólidos.
• Reconocer el método más adecuado para determinar la densidad de un sólido dependiendo de su

58
forma y su composición.
• Balanza
• Probeta de 100 mL
• Corcho*
• Aguja*
• Regla (en buen estado)*
• Frasco lavador
• Piedra pequeña*
Sólidos de forma regular: pirámides, cubos, cilindro, prisma, esfera.
* Deben ser traídos por el grupo de trabajo.
4. Metodología
4.1 Densidad de un sólido regular
Determine el peso del sólido problema. Halle las dimensiones, determine el volumen del sólido y calcule
su densidad.
4.1 Densidad de un sólido irregular.
Tome una probeta y mida exactamente un volumen de 50 mL de agua. Pese el objeto. Agréguelo con cui-
dado a la probeta y registre el nuevo volumen. El líquido desplazado será el volumen del sólido. Calcule
la densidad y exprese el resultado promedio de 3 determinaciones.
4.3 Densidad de un sólido liviano
Pese el objeto. Llene una probeta con agua y anote el volumen exacto. Inserte el objeto con cuidado
en un la probeta, sumérjalo utilizando la aguja empujándolo suavemente hasta que el agua lo cubra
totalmente. Registre el volumen desplazado. Calcule la densidad y exprese el resultado promedio de 3
determinaciones.

59
DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE SÓLIDOS
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. Consulte la anécdota más conocida sobre el matemático griego Arquímedes, que cuenta cómo inven-
tó un método para determinar el volumen de un objeto con una forma irregular.

60
2. ¿Qué masa en gramos tiene un cubo de oro (densidad= 19,3g/mL) si su longitud es de 3cm?
3. Un objeto de masa 28g ocupa un volumen de 18 cm3
. Flotará en el agua?
4. 15 gramos de una sustancia A ocupa un volumen igual al de 20g de una sustancia B y la densidad de
A es 1,5 g/mL. Cuál es la densidad de B?

61
6. Resultados
Tabla No.1 Densidad de un sólido regular
Tabla No. 2 Densidad de un sólido irregular
Tabla No. 3 Densidad de un sólido liviano

63
1. http://biblio3.url.edu.gt/Libros/provinciales/arquimides.pdf
2. http://www.dav.sceu.frba.utn.edu.ar/homovidens/lucero/Proyecto%20final/
3. proyecto%20final/PROYECTO%20FINAL%20principio%20de%20Arquimedes.html
4. Bautista, G. Manual de Laboratorio Química I y Química General. Facultad de Ciencias. Universi-
dad
5. Industrial de Santander. (2010).

65
LABORATORIO No. 8
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
1. Introducción
Las mezclas son el producto de la unión de dos o más sustancias, clasificándose en homogéneas y hete-
rogéneas. Una mezcla se caracteriza por tener composición variable y sus componentes pueden sepa-
rarse por medios físicos, esto indica que cada elemento conserva sus propiedades. Las mezclas homo-
géneas tienen características y propiedades iguales en cualquiera de sus partes, es decir, son uniformes.
Por ejemplo, agua con azúcar. Por el contrario las mezclas heterogéneas no presentan una dispersión
uniforme de sus componentes y por lo tanto cada punto tiene características diferentes.
Las soluciones son mezclas homogéneas, ya que en ellas los componentes del soluto se disocian parcial
o totalmente, integrándose estrechamente al solvente. Muchas de las mezclas homogéneas son llama-
das soluciones. Éstas se componen de dos partes, una conocida como solvente, que se encuentra en
mayor cantidad y en donde se dispersa el otro componente denominado soluto.
Dependiendo de la cantidad de soluto las soluciones pueden ser diluidas, concentradas, saturadas y
sobresaturadas. Por otra parte, la forma de expresar las concentraciones puede ser en tanto por ciento,
molar, normal y en fracción molar. Uno de los métodos más simples es el de tanto por ciento, el cual
está basado en el peso (p) o volumen (v) y permite la obtención de porcentajes en peso-peso (p/p), peso
volumen (p/v) y volumen-volumen (v/v). En este caso se calcula la concentración como:
Concentración = cantidad de soluto/cantidad de solución (solvente + soluto) x 100.
Entre las maneras de preparar una solución podemos mencionar:
Por Pesada: Pesando exactamente la cantidad en gramos de soluto y disolviendo en el solvente hasta
completar el volumen deseado.
Por Dilución: agregando solvente a un volumen conocido de una solución concentrada hasta alcanzar
la concentración deseada.
2. Competencias
Identifica y aprende los conceptos básicos sobre disoluciones y unidades de concentración físicas y
químicas.
• Adquiere habilidades para el uso correcto del material de laboratorio.
• Investiga en grupo utilizando el manual teórico las definiciones químicas básicas para que maneje
la terminología sobre disoluciones con precisión.
• Identifica el concepto de aditividad en soluciones utilizando medidas de concentración para la uti-
lización en análisis de laboratorio.

66
• 1 Pipeta de 5mL
• 1 Pera
• 2 Balón aforado de 100mL
o 250mL
• 1 Frasco lavador
• 1 Balanza
• Azul de metileno
• Sacarosa
• Cloruro de sodio (NaCl)
• 1 Vaso de precipitado de
250 mL
• 1 Varilla de agitación
4. Metodología
Experimento N° 1
Preparación de una solución coloreada por Dilución.
1. Mida con una pipeta limpia y previamente curada 5 mL de solución coloreada.
2. Transfiéralos a un balón aforado de 100 mL limpio y seco.
3. Añada agua destilada hasta la mitad de la capacidad del balón.
4. Agite en forma circular para homogenizar la mezcla.
5. Siga añadiendo agua destilada, mezclando continuamente con movimiento rotatorio hasta la cer-
canía del aforo.
6. Agregue agua gota a gota con ayuda de la pipeta hasta enrasar, es decir, hasta que la parte inferior
del menisco coincida con el aforo. Tape el balón.
7. Invierta el balón tres veces sosteniéndolo por el cuello con los dedos pulgar y anular, manteniendo
el tapón en su sitio con los dedos índice y medio.
8. No descartar esta solución.
9. Repetir el procedimiento midiendo 1mL de la solución coloreada en lugar de 5mL.
Experimento N° 2
Preparación de una solución por pesada (disolución)
A.- Solución de Sacarosa al 1% p/v
1. Antes de asistir al laboratorio calcule los gramos que se necesitan para preparar 100 ó 250 mL de
una solución de Sacarosa al 1% p/v.
2. Pese en un vaso de precipitado de 250 mL la cantidad calculada anteriormente y añada 50 mL de
agua destilada. Mezcle utilizando el agitador.
3. Transfiera la mezcla al balón aforado de 100 ó 250 mL limpio y seco. Esta transferencia debe ser
cuantitativa, es decir se debe transferir todo el soluto, para ello se debe lavar el vaso de precipitado
con una pequeña cantidad de agua destilada.
4. Siga los pasos desde el 4 hasta el 7 del experimento 1.
B.- Solución de NaCl 0.01M
1. Antes de asistir al laboratorio calcule los gramos que se necesitan para preparar 100 ó 250 mL de
una solución de NaCl 0.01M.
2. Pese en un vaso de precipitado de 250 mL la cantidad calculada anteriormente en la balanza de
un plato, añada 50 mL de agua destilada y mezcle utilizando el agitador.
3. Transfiera la mezcla al balón aforado de 100 ó 250 mL limpio y seco. Esta transferencia debe ser
cuantitativa, es decir se debe transferir todo el soluto, para ello se debe lavar el vaso de precipitado
con una pequeña cantidad de agua destilada utilizando la pipeta y dejándolo caer en el recipiente.
4. Siga los pasos desde el 4 hasta el 7 del experimento 1

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PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. ¿Qué es una solución? ¿Cuál es el soluto? ¿Cuál es el solvente?
2. Conociendo sólo la concentración de una solución, ¿puede saberse cuántas partículas provenientes
del soluto hay disueltas en una cantidad determinada de solución?
3. ¿Qué tipo de sustancias se disuelven en solventes polares y cuáles en solventes no polares?

68
4. ¿Los volúmenes son aditivos? Explique
6. Resultados
Muestre todos los cálculos realizados para la preparación de cada una de las soluciones de la práctica

69
8. Conclusiones
9. Bibliografía- Webibliografía
3. BROWN, T. LeMAY, H. BURSTEN B. Química, La ciencia central. Ed. 9. Pearson Prentice Hall.
México 2004.
4. ATKINS, Peter. Principios de química: los caminos del descubrimiento. Editorial Panamericana.
2008

71
LABORATORIO No. 9
CALIBRACIÓN DEL TERMOMETRO
DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE FUSIÓN
1. Introducción
El punto de fusión es la temperatura a la cual un sólido pasa a líquido a la presión atmosférica.
Durante el proceso de cambio de estado, la temperatura se mantiene constante puesto que todo el ca-
lor se emplea en el proceso de fusión. Por esto el punto de fusión de las sustancias puras es definido
y reproducible, y puede ser utilizado para la identificación de un producto, si dicho producto ha sido
previamente descrito.
Calibrado del termómetro.
Para calibrar el termómetro se debe hacer una curva de calibración teniendo en cuenta los puntos de
fusión teóricos y experimentales (medidos en el laboratorio) de diferentes sustancias. La gráfica se
construye colocando los datos teóricos en el eje de las abscisas (X) y los observados en las ordenadas
(Y), y por medio de la regresión lineal se obtiene la ecuación para la calibración del termómetro. Esta
calibración es propia para cada termómetro.
Una vez se obtenga la curva, con cualquier valor dado de Y (temperatura experimental de fusión) se
puede despejar X obteniendo así el verdadero valor de la temperatura de fusión de cualquier muestra
problema.
2. Competencias
Determinar los puntos de fusión de algunas sustancias sólidas puras.
• Adquirir habilidad en el manejo del termómetro.
• Determinar el punto de fusión de algunos sólidos.
• Comparar los puntos de fusión de la literatura y los hallados experimentalmente para las sustancias
mediante una curva.
• Capilares de vidrio
• Vaso de precipitado de 250 Ml
• Trípode
• Hielo*
• Fósforos o encendedor*
• Pinzas para refrigerante con nuez
• Termómetro
• Mechero
• Pinza para termómetro

72
• Alambre fino de cobre*
* Debe ser traído por cada grupo de trabajo
Reactivos
• Acetanilida • Naftaleno • Urea • Muestra problema
4. Metodología
Antes de determinar el punto de fusión de la sustancia problema, es necesario hacer una calibración
previa del termómetro.
El primer punto de la curva de calibración corresponde a 0ºC. Este punto se obtiene teniendo en cuenta
que Celsius eligió como cero de temperatura para su escala la temperatura del hielo en contacto con
agua:
Prepare el vaso de precipitados, de modo que quede lleno hasta la mitad con una mezcla de agua y hielo
finamente picado. Agite para homogeneizar. Introduzca el termómetro dentro de la mezcla tomando el
termómetro por la parte superior de modo que el bulbo quede aproximadamente en el centro. Observe
la disminución de la temperatura y registre el instante en que permanece constante.
Tome un capilar, y con un extremo en la llama del mechero, gírelo hasta que quede sellado. Después,
con el extremo abierto hacia abajo, tome una pequeña cantidad de una muestra de punto de fusión co-
nocido tal como se muestra en la figura 1. Coloque en el capilar aproximadamente 5mm de sustancia de
modo tal que la sustancia quede en el fondo del capilar.
Figura 1. Procedimiento para la adición de la muestra al capilar
Ahora sujete al termómetro el capilar con la muestra utilizando alambre de cobre. Hágalo de tal forma
que la muestra quede al misno nivel del bulbo del termómetro.
El termómetro junto con el capilar se introducen en un tubo thiele con aceite, teniendo cuidado de que
no toque las paredes del tubo, además de que el bulbo quede completamente sumergido, pero con el
orificio abierto del capilar fuera del líquido tal como se muestra en la figura 2.

73
Figura 2. Montaje para la determinación del punto de fusión
Aumentando la temperatura lentamente, tome nota de los valores dados por el termómetro: al formarse
la primera gota y al fundirse por completo, el promedio de estos valores da el valor experimental del
punto de fusión.
Realice el mismo procedimiento para las otras dos sustancias. Con estos datos se debe realizar la curva
de calibración con la cual se debe corregir el valor de punto de fusión de la muestra problema.
Finalmente determine el punto de fusión de la muestra problema suministrada por el docente.

75
DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE FUSIÓN
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. ¿Qué es una curva de calibración? ¿Qué utilidad tiene?
2. ¿Por qué es necesario corregir la determinación del punto de fusión de una muestra desconocida
empleando una curva de calibración?.
3. ¿Qué sustancia puede ser la muestra problema? Dé tres opciones.

76
4. ¿Por qué es necesario controlar la velocidad de calentamiento para determinar un punto de fusión?
6. Resultados
Tabla No. 1 Determinación del punto de fusión.
T1 = temperatura a la que aparece la primera gota.
T2 = temperatura a la que la sustancia se ha fundido por completo
* Promedio entre T1 y T2
Tabla No. 2 Datos para la curva de calibración
Figura No.1 Curva de calibración del termómetro
Ecuación de la recta: _______________________________

77
* Calculada con la ecuación de la recta
8. Conclusiones

78
9. Bibliografía - Webgrafía
2. LOZANO, Luz Amparo. Manual de laboratorio de Química Orgánica. UIS. 1993.
3. Universidad de Barcelona. Operaciones básicas en el laboratorio de Química. Punto de fusión.
http://www.ub.edu/oblq/oblq%20castellano/punt1.html

79
LABORATORIO No. 10
DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE EBULLICIÓN
1. Introducción
A una presión dada, un líquido puro entra en ebullición a una temperatura determinada que se llama
punto de ebullición, y que permanece constante durante todo el tiempo de ebullición.
La ebullición es uno de los dos procesos que permiten el paso de un líquido al estado gaseoso, el otro
es la evaporación. La evaporación implica la eliminación del vapor desde la superficie del líquido; es
decir, que un cierto número de moléculas del líquido, agitadas por el calor, empiecen a abandonar la
superficie del líquido. Una mayor temperatura agita los átomos, por eso la evaporación aumenta con la
temperatura.
Cuando existe ebullición, en cambio, la agitación térmica es tan intensa que la formación de vapor no se
efectúa únicamente en la superficie, sino dentro de la misma masa del líquido. Por eso se forman bur-
bujas de vapor dentro del líquido, preferentemente en torno a pequeñas burbujas de aire o de partículas
de polvo del líquido.
En el curso de la ebullición, la temperatura se mantiene constante, ya que todo el calor suministrado
sirve para la transformación del líquido en vapor. Este calor suministrado se denomina calor latente de
evaporización.
El punto de ebullición de un líquido está en relación con la presión que existe en su superficie (presión
atmosférica) y con la presión del vapor saturado. En el punto de ebullición, y durante el transcurso de
la misma, estas presiones permanecen idénticas.
2. Competencias
Determinar puntos de ebullición de sustancias líquidas.
• Adquirir habilidad en el manejo del termómetro.
• Comparar los puntos de ebullición reportados en la literatura y los hallados experimentalmente.
• Capilares de vidrio
• Tubo de ensayo grueso
• Vaso de precipitado de 250mL
• Trípode o aro con nuez
• Pinzas con nuez

80
• Termómetro
• Mechero
• Pinza para termómetro
*Debe ser traído por cada grupo de trabajo
Reactivos
• Agua • Terbutanol • Etanol
4. Metodología
1. Temperatura de ebullición del agua
• Tome un vaso de precipitados y llénelo con agua hasta un poco menos de la mitad de su volumen.
Colóquelo sobre la placa de calentamiento.
• Agregue unas cuentas de vidrio o piedra pómez para regular la ebullición.
• Suspenda el termómetro de modo que el bulbo quede sumergido en el agua.
• Encienda el mechero, caliente el agua hasta que hierva suavemente y vaya observando el termóme-
tro. Anote las observaciones.
• Observe la aparición de pequeñas gotas de vapor condensado alrededor del bulbo del termómetro.
• Cuando la temperatura sea constante, regístrela. ¿A qué temperatura corresponde?
2. Temperatura de ebullición de otras sustancias puras
• Tome un tubo capilar, previamente sellado por uno de sus extremos.
• Introdúzcalo con el extremo abierto hacia abajo dentro de un tubo de ensayo que contenga una pe-
queña cantidad de líquido problema.
Tenga en cuenta el montaje que se muestra en la Figura 1.
Figura 1. Montaje para la determinación del punto de ebullición

81
• Comience a calentar utilizando un baño maría y observe el cambio en la temperatura.
• Observe la aparición de pequeñas burbujas en el seno del liquido problema y posteriormente el des-
prendimiento continúo de burbujas que ascienden por el capilar.
• Registre esta temperatura.
• Repita el procedimiento con las demás sustancias.
Determine el porcentaje de error de la temperatura de ebullición de cada sustancia:

83
DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE EBULLICIÓN
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. ¿Qué es el momento dipolar? ¿Qué relación tiene con el punto de ebullición?
2. ¿Cómo se relaciona el punto de ebullición con el peso molecular?

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6. Resultados
Tabla No. 1 Determinación de la temperatura de ebullición


85
8. Conclusiones
1. CHANG, R. Química. 9 ed. McGraw Hill. México. 2007.
2. BROWN. et al. Química. La ciencia central. 9 ed. Pearson Educación. Mexico.2003
3. ARENAS, H. Manual de prácticas de laboratorio. Ediciones UIS. Colombia. 2002
4. RAMIREZ. J. y RODRIGUEZ. D. Manual de prácticas de laboratorio de química II. Ediciones UIS.
Colombia. 2004
5. http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnicaslabquimico/02practicas/practica06.htm

87
LABORATORIO No. 11
REACCIONES QUÍMICAS
1. Introducción
Cuando una o más sustancias se mezclan puede llevarse a cabo un proceso en el cual estas cambian para
formar otras nuevas, este cambio se conoce como reacción química. En muchas ocasiones cuando las
sustancias se mezclan no ocurre ningún cambio y es necesario tener una evidencia experimental para
poder afirmar que ha ocurrido en efecto una reacción química. Esta evidencia puede ser un cambio en
las propiedades físicas tales como:
• Un cambio de color
• La formación de un sólido en el seno de una disolución transparente
• El desprendimiento de un gas
• El desprendimiento o la absorción de calor
Una reacción química se representa por una ecuación química, en la que por medio de símbolos quími-
cos se muestra lo que sucede durante una reacción mediante un enunciado de formulas que expresan
las identidades y las cantidades de sustancias presentes en un cambio físico o químico.
Las ecuaciones químicas están estructuradas en dos partes fundamentales, en el lado izquierdo de la
ecuación se muestra la cantidad de sustancia presente antes del cambio (reactivos) y en el lado derecho
las cantidades presentes después del cambio (productos). Los dos lados de la ecuación se conectan me-
diante una flecha ( ). Se dice entonces que los reactivos dan lugar a los productos, por ejemplo:
2 NO + O2 2NO2
Para que una ecuación represente estas cantidades exactamente, debe estar balanceada; es decir el
mismo número de cada tipo de átomos debe aparecer en ambos lados de la ecuación, según lo estable-
ce la ley de conservación de la masa.
A partir de una ecuación química se puede obtener la siguiente información, siguiendo con el ejemplo
anterior:
2 NO + O2 2NO2
2 moles + 1 mol 2 moles
60 g + 32g 92 g
Para proporcionar información adicional se indican con frecuencia el estado físico de los reactivos y de
los productos utilizando las letras s, l, g, para los estados sólido, líquido y gaseoso respectivamente. Por
ejemplo:
2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

88
Durante esta práctica de laboratorio se llevarán a cabo algunas reacciones químicas que ocurren debido
al comportamiento de algunos metales frente a la adición de sustancias ácidas y básicas. Algunas de las
propiedades que se aprovecharan son: son metales dúctiles y maleables, son buenos conductores de
calor y electricidad, si se exponen al aire se oxidan superficialmente y además son solubles en ácidos
diluidos y en bases liberando hidrógeno.
2. Competencias
Llevar a cabo algunas reacciones químicas en la que participan metales.
Observar algunos cambios físicos en las sustancias debido a la ocurrencia de una reacción química.
Expresar mediante ecuaciones químicas la reacción química ocurrida.
• Tubos de ensayo
• Trozos de metales: Al, Zn, Cu, y Mg
• Pipetas de 10 mL
• Ácido clorhídrico 0,1 M y 5M
• Sulfato de cobre 0,1 M
• Pinza para crisol
• Ácido acético
• Gradilla
• Cinta de magnesio
• Nitrato de plata 0,1 M
• Cloruro de sodio 0,1 M
• Bicarbonato de sodio
* Debe ser traído por el grupo de trabajo
4. Metodología
Parte I
Tomar 3cm de cinta de magnesio metálica y colocarlo a arder con ayuda del mechero.
Parte II
Colocar 4 tubos de ensayo en una gradilla. Adicionar a cada uno de ellos 2 mL de HCl 5M. Añadir a cada
tubo un trozo de metal diferente (Al, Mg, Zn Cu) y observar. ¿Cuál de los metales reacciona más rápido?
Escribir cada una de las reacciones químicas ocurridas
Parte III
En una gradilla colocar 2 tubos de ensayo. Añadir 1 mL de AgNO3 0,1 M en dos tubos de ensayo dife-
rentes. Añadir al primer tubo de ensayo 1 mL de disolución de HCl 0,1 M y observar. Escribir la reacción
química ocurrida
Añadir al segundo tubo de ensayo 1 mL de disolución de NaCl 0,1 M y observar. Escribir la reacción
química ocurrida.
Parte IV
Colocar en una gradilla un tubo de ensayo grueso. Añadir 5 mL de solución de acido acético al 10%. En
un globo de latex (bomba) introducir 1g de bicabonato de sodio.

89
Colocar el globo en la boca del tubo de ensayo, tal como se muestra en la figura 1
Figura 1. Montaje para la reacción entre ácido acético y bicarbonato de sodio

91
REACCIONES QUÍMICAS
NOMBRE _____________________________________________________________
CÓDIGO _______________________________FECHA _________________________
PROFESOR ____________________________________________________________
5. Cuestionario
1. Investigue acerca de los diferentes tipos de reacciones (combinación, descomposición, sustitución,
combustión)

92
2. Balancear la siguiente ecuación y leerla en términos de masa y en términos de moles:
CH3OH + O2 CO2 + H2O
3. El sulfuro de aluminio reacciona con agua para formar hidróxido de aluminio y sulfuro de hidrógeno.
Escriba la ecuación química balanceada para esta reacción. ¿Cuántos gramos de hidróxido de aluminio
se obtienen de 10,5 g de sulfuro de aluminio?

93
6. Resultados
Parte I
Reacción:
Observaciones:
Parte II
Reacción tubo 1:
Reacción tubo 2:
Reacción tubo 3:
Reacción tubo 4:
Observaciones:

94
Parte III
Reacción tubo 1:
Reacción tubo 2:
Observaciones:
Parte IV
Reacción:
Observaciones:

95
8. Conclusiones

96
9. Bibliografía- Wegrafía
1. CHANG, Raymond. Química, novena edición, 2007, p 82-84
2. PETRUCCI, R. HARWOOD, W. and HERRING, F. Química general. Octava edición. Prentice Hall.
Madrid. 2003. p 108-110
3. SILBERERG. M. Química general. McGraw-Hill. México 2002. p 105-108

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