FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL PRÁCTICAS DE LABORATORIO Catedra Q UÍMICA GENERAL D o c e n t e : Ing . Julián Álvarez Paredes S e m e s t r e A c a d é m i c o : 2 0 1 9 - I UNIVERSIDAD CATÓLICA SEDES SAPIENTIAE UCSS FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL PRÁCTICAS DE LABORATORIO Catedra Q UÍMICA GENERAL D o c e n t e : Ing . Julián Álvarez Paredes S e m e s t r e A c a d é m i c o : 2 0 1 9 - I UNIVERSIDAD CATÓLICA SEDES SAPIENTIAE UCSS  RECOMENDACIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO 5 ADECUACIÓN Y LOCALIZACIÓN DEL EQUIPO DE SEGURIDAD 5 NORMAS GENERALES 5 A. NO INGERIR COMIDAS O BEBIDAS EN EL LABORATORIO 6 B. NO UTILIZAR CELULARES EN EL LABORATORIO 6 C. UTLIZAR ZAPATOS CERRADOS 6 NORMAS PARA MANIPULAR INSTRUMENTOS Y PRODUCTOS 6 A. NUNCA UTILICES LA BOCA PARA ASPIRAR LÍQUIDOS CON UNA PIPETA, DEBES 7 UTILIZAR UNA PERA 7 B. PRECAUCIONES AL UTILIZAR SUSTANCIAS QUIMICAS 7 QUÉ DEBES SABER DE LOS PRODUCTOS QUÍMICOS 7 A. IDENTIFICACIÓN DE RIESGOS Y PELIGROS DE SUSTANCIAS QUÍMICAS 8 B. CLASIFICACIÓN DE PRODUCTOS QUÍMICOS SEGÚN LA NORMA NFPA 704 DE 8 IDENTIFICACIÓN DE RIESGOS 8 C. PICTOGRAMAS DE LA COMUNIDAD ECONÓMICA EUROPEA (CEE) 8 D. ALMACENAMIENTO DE SUSTANCIAS QUÍMICAS 9 ELABORACIÓN DEL INFORME 10 MATERIAL DE LABORATORIO 12 PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 01 12 PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 02 17 PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 03 19 PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 04 21 PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 05 24 BIBLIOGRAFIA 26  NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO DE QUIMICA Igual que en el resto de la Institución, en el laboratorio tendrás señalizadas las salidas de emergencia. RECOMENDACIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO Familiarícese con la práctica a desarrollar y las normas de seguridad en el laboratorio. Estar atento a las indicaciones del docente y no realizar prácticas no autorizadas. Trabajar en forma organizada. Trabajar de forma responsable en el laboratorio, evitar jugar y realizar bromas. ADECUACIÓN Y LOCALIZACIÓN DEL EQUIPO DE SEGURIDAD Identificación de las señales, equipos e instalaciones de seguridad por parte de las personas que hacen uso del laboratorio. Ubicación del equipo de seguridad Instrucciones para su operación Identificación y clasificación de las señales de seguridad del entorno del laboratorio Estación Lava-ojos Ducha de Emergencia Extintor Cámara y sistema de Extracción gases y humos Botiquín de primeros auxilios NORMAS GENERALES La Bata, los guantes y las gafas de seguridad son de uso obligatorio en el desarrollo de cada práctica. A. NO INGERIR COMIDAS O BEBIDAS EN EL LABORATORIO B. NO UTILIZAR CELULARES EN EL LABORATORIO C. UTLIZAR ZAPATOS CERRADOS NORMAS PARA MANIPULAR INSTRUMENTOS Y PRODUCTOS Antes de manipular un aparato o montaje eléctrico, desconéctalo de la red eléctrica. No pongas en funcionamiento un circuito eléctrico sin que el profesor haya revisado la instalación. No utilices ningún equipo o máquina sin conocer su uso, funcionamiento y normas de seguridad específicas. A. NUNCA UTILICES LA BOCA PARA ASPIRAR LÍQUIDOS CON UNA PIPETA, DEBES UTILIZAR UNA PERA B. PRECAUCIONES AL UTILIZAR SUSTANCIAS QUIMICAS Antes de usar cualquier reactivo, lea detenidamente su etiqueta o rotulo (pictograma de seguridad) y tenga en cuenta las precauciones de manipulación. Al respecto es importante que durante la preparación de la práctica se consulte la bibliografía sobre las precauciones que se deben tener en cuenta para trabajar eficientemente con cada uno de los reactivos que ha de utilizar. QUÉ DEBES SABER DE LOS PRODUCTOS QUÍMICOS En principio, debes considerar que todos los productos químicos son tóxicos o peligrosos. Todos los envases que los contienen llevan un etiquetado, como el de la figura de la derecha. Como ves, en él aparecen: Unos pictogramas. Son símbolos que nos indican los peligros que tiene un determinado producto químico. En la siguiente diapositiva puedes ver todos los pictogramas que existen con su significado. Unas frases de riesgo, R, y de seguridad, S. Te indican el riesgo concreto de ese producto y qué normas de seguridad debes tener en caso de usarlo. A. IDENTIFICACIÓN DE RIESGOS Y PELIGROS DE SUSTANCIAS QUÍMICAS B. CLASIFICACIÓN DE PRODUCTOS QUÍMICOS SEGÚN LA NORMA NFPA 704 DE IDENTIFICACIÓN DE RIESGOS C. PICTOGRAMAS DE LA COMUNIDAD ECONÓMICA EUROPEA (CEE) D. ALMACENAMIENTO DE SUSTANCIAS QUÍMICAS  ELABORACIÓN DEL INFORME Las prácticas de laboratorio serán evaluadas por: asistencia a la práctica, elaboración del informe y presentación. Aquellos estudiantes que no asistan a las prácticas, obtendrán automáticamente la nota CERO (00) en la práctica no realizada. Las notas obtenidas en este rubro no son materia de recuperación. El promedio de notas obtenidas en las Prácticas de Laboratorio tiene un peso 50% para el cálculo del Promedio Final de las evaluaciones continuas. EL informe a presentar consta de las siguientes partes: 1. Carátula Debe contener el título de la práctica, los nombres de los integrantes, nombre del docente, fecha, entre otros. 2. Fundamento Teórico Una breve descripción teórica sobre la temática tratada en el trabajo experimental realizado 3. Resultados Una breve descripción de lo obtenido en el laboratorio, incluido los cálculos. Presentar diagramas o tablas de lo hallado durante la práctica. 4. Discusión Es la parte más importante del informe, a partir de la teoría evaluar una discusión de los resultados encontrados o en algunos casos esperados. En el caso de que el experimento no resultara como está planeado, el alumno deberá investigar, consultar y agotar todas las posibilidades para lograr un desarrollo correcto. 5. Conclusiones Redactar de manera concisa y muy puntual lo que se encontró durante el desarrollo de la práctica. 6. Desarrollo del cuestionario Redactar lo investigado respecto a las cuestiones propuestas en la guía del trabajo experimental. 7. Referencia Bibliográfica De preferencia de libros y/o papers científicos, usando correctamente las citas. Se evaluará la fuente de información, la misma que debe de ser confiable. De esta forma se logrará desarrollar una actitud crítica hacia la materia, un mejor aprovechamiento de clase práctica y un apoyo mayor a la clase teórica. MATERIAL DE LABORATORIO PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 01 MATERIA: ELEMENTO, COMPUESTO, MEZCLA Objetivo Diferenciar un compuesto de una mezcla y de un elemento; determinar la densidad y el punto de fusión como una propiedad específica. 1. Introducción Se denomina en forma general a toda materia como sustancia química y se clasifica en: ELEMENTOS: Son las sustancias que por ningún método químico puede descomponerse en sustancias más simples, están formadas por átomos con el mismo número atómico. COMPUESTOS: Son las sustancias formadas de la combinación química de dos o más elementos, unidos de tal forma que cada uno de ellos pierde sus propiedades originales, para adquirir nuevas propiedades físicas y químicas y solo se les puede separar empleando métodos químicos. MEZCLAS: Son las sustancias formadas de la unión física de dos o más elementos o compuestos, unidos de tal forma que cada uno de ellos conserva sus propiedades originales. La composición es la mezcla variable, porque se puede formar con diferente aunque se usen los mismos componentes, y se pueden separar sus constituyentes utilizando métodos físicos o mecánicos. 2. Reactivos y materiales Materiales 1 balanza 1 pipeta graduada de 10 mL 1 mechero bunsen 1 anillo de hierro 1 pinza para tubo de ensayo 1 gradilla para tubos de ensayo 1 cápsula de porcelana 1 canica mediana 1 tapón de corcho para tubo de ensayo Asbesto 1 mortero 1 agitador 1 soporte universal 3 lunas de reloj • 6 tubos de ensayo de 13 x 100 mLl 1 probeta de 50 mL 1 termómetro de 150 oC 1 tapón de hule para tubo de ensayo  1 imán 1 espátula Reactivos 1,3 g de azufre en polvo 1,3 g de limadura de fierro 2 mL de HCl 10 mL de bisulfuro de carbono • 60 mL de agua destilada 3 g de parafina. 3. Procedimiento experimental A. ELEMENTO Colocar 0,3 g de azufre en polvo en tubos de ensayo y anotar las características. Sujetar el tubo de azufre utilizando pinzas para tubos de ensayo y calentar suavemente hasta que se funda, registrar las observaciones. Depositar una pequeña cantidad de limadura de fierro en un vidrio de reloj y aproximar un imán al hierro, anotar el comportamiento. Colocar 0,3 g de limadura de hierro en un tubo de ensayo y agregar 1 mL de ácido clorhídrico, anotar las observaciones B. MEZCLA Colocar 1 g de azufre en polvo y 1 g de limadura de hierro en un mortero y mezclar hasta que tome un color uniforme. Colocar 0,5 g de mezcla azufre-limadura en un tubo de ensayo y llenar hasta la mitad, el tubo con agua; agitar y anotar las observaciones Depositar 0,5 g de la mezcla de azufre-limadura en un vidrio de reloj y aproximar un imán; anotar las observaciones. Colocar 0,5 g de mezcla azufre-limadura en un tubo de ensayo y llenar hasta la mitad el tubo con bisulfuro de carbono, agitar y decantar el líquido en una luna de reloj y dejar evaporar hasta que se seque, anotar los resultados obtenidos. C. COMPUESTO En un tubo de ensayo, colocar la mezcla azufre limadura y sujetar con pinzas para tubo de ensayo; calentar suavemente y registrar las características de la sustancia y el color de los humos que se desprenden. Continuar el calentamiento hasta que la mezcla inicie su incandescencia; esperar hasta que no haya desprendimiento de humo. Tomar la sustancia que se ha formado (solo la masa compacta) y transferir esta nueva sustancia al mortero; triturar hasta pulverizar. Dividir esta sustancia en tres muestras y realizar con la primera muestra el experimento B - 2, con la segunda muestra el experimento B - 3 y con la tercera el experimento B - 4 anotar y comparar los resultados anteriores. D. DENSIDAD Tomar la canica mediana, observarla y pesarla con exactitud, anotando su peso. Verter en una probeta graduada un volumen de 25 mLl de agua destilada Introducir la canica en la probeta. Observar la elevación del agua y registrar los datos. Pesar el tapón de hule para los tubos de ensayo y después el tapón de corcho para tubo de ensayo, repetir los pasos 2, 3 y 4. Calcular la densidad de todos los objetos aplicando la fórmula adecuada. D= m / V E. PUNTO DE FUSION Colocar 3 g de parafina en la cápsula de porcelana y calentar suavemente. Observa cuidadosamente el sólido, en el momento que se funda. Introduce el termómetro al centro de la cápsula Registra la temperatura que será el punto de fusión de la parafina. 4. CUESTIONARIO Una sustancia sólida blanca A se calienta intensamente en ausencia de aire y se descompone para formar una nueva sustancia blanca B y un gas C. El gas tiene exactamente las mismas propiedades que el producto que se obtiene cuando se quema carbono con exceso de oxígeno. Con base en estas observaciones, ¿podemos determinar si los sólidos A y B y el gas C son elementos o compuestos? Explique sus conclusiones para cada sustancia. En un intento por caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones. La sustancia es un metal lustroso color blanco plateado que se funde a 649ºC y hierve a 1105ºC; su densidad a 20ºC es de 1,738 g/cm3. La sustancia arde en aire, produciendo una luz blanca intensa, y reacciona con cloro para producir un sólido blanco quebradizo. La sustancia se puede golpear hasta convertirla en láminas delgadas o estirarse para formar alambres, y es buena conductora de la electricidad. ¿Cuáles de estas características son propiedades físicas y cuáles químicas? Un matraz contiene un líquido transparente e incoloro. Si es agua, ¿cómo podría determinar si contiene sal de mesa disuelta o no? ¡No la pruebe! Se enciende un fósforo y se sostiene bajo un trozo de metal frío. Se hacen las siguientes observaciones: (a) El fósforo arde. (b) El metal se calienta. (c) Se condensa agua sobre el metal. (d) Se deposita hollín (carbono) en el metal. ¿Cuáles de estos sucesos se deben a cambios físicos y cuáles a cambios químicos? (a) Para identificar una sustancia líquida, una estudiante determinó su densidad. Empleando una probeta graduada, midió una muestra de 45 mL de la sustancia. A continuación, determinó la masa de la muestra, encontrando que pesaba 38,5 g. Ella sabía que la sustancia tenía que ser alcohol isopropílico (densidad = 0,785 g/mL) o bien tolueno (densidad = 0,866 g/mL). ¿Cuál fue la densidad calculada y cuál es la probable identidad de la sustancia? (b) Un experimento requiere 45,0 g de etilenglicol, un líquido cuya densidad es de 1,114 g/mL. En vez de pesar la muestra en una balanza, un químico opta por medir el líquido con una probeta graduada. ¿Qué volumen de líquido deberá usar? (c) Un trozo cúbico de un metal mide 5,00 cm por lado. Si el metal es níquel, con densidad de 8,90 g/cm3, ¿qué masa tiene el cubo? - PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 02 ESTEQUIOMETRÍA DE DISOLUCIONES Objetivos Preparar disoluciones de una determinada concentración a partir de una sustancia sólida o por dilución de una disolución concentrada. 1. Introducción Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias donde el componente que se encuentra en mayor proporción, generalmente líquido, se llama disolvente y a los demás componentes (uno o varios) se les denomina solutos. La composición de una disolución se puede expresar de diferentes formas: Tanto por ciento en peso (% en peso): gramos de soluto en 100 g de disolución. Gramos por litro (g/L): gramos de soluto en 1 litro de disolución. Molaridad (M): moles de soluto en 1 litro de disolución. Molalidad (m): moles de soluto en 1 kg de disolvente. En el laboratorio hay que preparar disoluciones de una determinada concentración. Para ello hay que pesar una cantidad determinada de sustancia sólida o medir un determinado volumen de disolución concentrada y posteriormente diluir (agregar disolvente) hasta un volumen determinado. Para la medida de masas se utiliza la balanza y para la medida de volúmenes de líquidos pipetas, buretas, probetas y matraces aforados. El alumno debe preparar las disoluciones que se indican a continuación, para lo que previamente debe realizar los cálculos pertinentes, tomando los datos de los frascos o botes de reactivos a utilizar. Todo el material a utilizar debe estar perfectamente limpio. 2. Reactivos y materiales Materiales 1 Vaso de precipitados de 50 mL Balanza 1 Matraz aforado de 50 mL 1 Embudo 1 Matraz aforado de 100 mL 1 Varilla de vidrio 1 Bureta Piseta con agua destilada Reactivos BaCl2·2H2O(s) H2SO4 (ac) 3M 3. Procedimiento experimental Preparación de 50 mL de disolución de BaCl2 0,6 M. Se calcula la cantidad de sólido necesario, en gramos (Nota de seguridad: el cloruro de bario es nocivo por inhalación e ingestión. Usar guantes). Preparación de 100 mL de disolución de H2SO4 0,9 M. En este caso vamos a preparar esta disolución a partir de otra más concentrada (disponemos de H2SO4 3M) (Nota de seguridad: el ácido sulfúrico es corrosivo. Usar guantes y lentes). Calcular el volumen de disolución concentrada que contiene la cantidad de H2SO4 puro que necesitamos. Indicar en el informe los cálculos realizados para la preparación de las disoluciones. Para preparar la disolución diluida de ácido sulfúrico, se toma un matraz aforado de 100 mL perfectamente limpio, se le añade agua destilada hasta aproximadamente la mitad del volumen y después en una vitrina o campana extractora de gases, añadimos el volumen calculado de H2SO4 concentrado, midiéndolo con una bureta. Se añade más agua destilada y al final se completa gota a gota con agua destilada hasta la línea de enrase del matraz aforado con la ayuda de un cuentagotas o una pipeta Pasteur, se pone el tapón y se agita volteándola varias veces para conseguir una disolución homogénea. 4. Cuestionario (a) Calcule la molaridad de una disolución que se preparó disolviendo 0,145 mol de Na2SO4 en suficiente agua para formar exactamente 750 mL de disolución. ¿Cuántos moles de KMnO4 están presentes en 125 mL de una disolución 0,0850 M? ¿Cuántos mililitros de disolución 11,6 M de HCl se necesitan para obtener 0,255 mol de HCl? (a) Suponga que prepara 500 mL de una disolución 0,10 M de una sal y luego derrama un poco de la disolución. ¿Qué pasa con la concentración que queda en el recipiente? Cierto volumen de una disolución 0,50 M contiene 4,5 g de una sal. ¿Qué masa de la sal está presente en el mismo volumen de una disolución 2,50 M? El glicerol, C3H8O3, es una sustancia muy utilizada en la fabricación de cosméticos, alimentos, anticongelante y plásticos. El glicerol es un líquido soluble en agua con una densidad de 1,2656 g/mL a 15ºC. Calcule la molaridad de una disolución de glicerol que se prepara disolviendo 50,000 mL de glicerol a 15ºC en suficiente agua para obtener 250,00 mL de disolución. La concentración media de ion bromuro en el agua de mar es de 65 mg por kg de agua. Calcule la molaridad del ion bromuro si la densidad del agua de mar es de 1,025 g/mL. PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 03 ESTEQUIOMETRÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA Objetivos Establecer la estequiometría de una reacción química mediante el método de variaciones continuas. 1. Introducción En una reacción química, los reactivos siempre interaccionan en una proporción constante de acuerdo a la ley de acción de masas y a la constante de equilibrio de la reacción. Así, la estequiometría de una reacción química viene dada por la relación molar a la que interaccionan los reactivos para dar los productos. Dicha relación molar puede determinarse utilizando el método de variaciones continuas. Este método consiste en medir una propiedad común de una serie de sistemas, preparados con los reactivos de nuestra reacción química, en todas las relaciones posibles de masa (experimentalmente sólo se usan algunas de estas relaciones). Los datos obtenidos se llevan a una gráfica frente a la composición de cada sistema. Si la representación es una recta, la propiedad medida es aditiva y se puede afirmar que los reactivos no interaccionan. Si, por el contrario, la gráfica muestra una inflexión, la interacción se produce precisamente para la mezcla que corresponde al punto de inflexión. 2. Reactivos y materiales Materiales 1 gradilla con tubos de ensayo graduados 1 Bureta 1 baño de agua maría a 60 ºC Reactivos BaCl2 0,60 M H2SO4 0,90 M 3. Procedimiento experimental En esta práctica determinaremos la relación molar en que interaccionan el cloruro de bario y el ácido sulfúrico. Para ello, se mezclarán distintos volúmenes de disoluciones de estas dos sustancias. La propiedad medida será la altura del precipitado que se forma al mezclar los reactivos, con lo cual se puede establecer la ecuación estequiométrica de la reacción. En tubos de ensayo graduados se vierten las cantidades de las disoluciones de cloruro de bario y de ácido sulfúrico que se indican en la siguiente tabla: En primer lugar, se añaden a los tubos los volúmenes correspondientes de disolución de cloruro de bario (nota de seguridad: el cloruro de bario es nocivo por ingestión). Posteriormente, se añade con una bureta los volúmenes correspondientes de disolución de ácido sulfúrico 0,90M a los tubos con las disoluciones de cloruro de bario (nota de seguridad: el ácido sulfúrico es irritante. Utilizar guantes y gafas). Se agitan los tubos para homogeneizar las mezclas y se ponen en una gradilla que se sumerge en un baño maría a 60 °C. Se dejan los tubos en el baño maría hasta que el precipitado que se forma sedimente y desaparezca la turbidez de la disolución de sobrenadante. Volver a agitar si es necesario para que no queden bolsas de disolución entre el precipitado. La sedimentación llevará una media hora aproximadamente. Se sacan del baño maría los tubos y se dejan reposar en la gradilla a temperatura ambiente hasta que el precipitado haya decantado totalmente (aproximadamente unos 10 minutos más). Medir la altura del precipitado utilizando la graduación de los tubos y completar la tabla siguiente: 4. Cuestionario Se mezcla 100,0 mL de una disolución 0,200 M de KOH con 200,0 mL de una disolución 0,150 M de NiSO4. (a) Escriba la ecuación química balanceada para la reacción que ocurre. (b) ¿Qué precipitado se forma? (c) ¿Cuál es el reactivo limitante? (d) ¿Cuántos gramos de precipitado se forman? (e) ¿Qué concentración tiene cada uno de los iones que permanecen en disolución? Se prepara una disolución mezclando 12,0 g de NaOH y 75,0 mL de HNO3 0,200 M. (a) Escriba una ecuación balanceada para la reacción que se da entre los solutos. (b) Calcule la concentración de cada uno de los iones que permanecen en disolución. (c) ¿La disolución final es ácida o básica? PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 04 ENLACE QUÍMICO Objetivos Determinar los tipos de enlaces químicos presentes en las sustancias químicas. Diferenciar las sustancias químicas según su tipo de enlace químico: iónico o covalente. 1. Introducción La mayoría de átomos tienen la capacidad para combinarse con otros átomos para producir especies complejas. A las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en sus formas combinadas se les denomina enlaces químicos. Los enlaces químicos se pueden dividir: Enlaces iónicos: En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro. El metal dona/cede uno o más electrones formando un ion con carga positiva o cationes, con configuración electrónica estable Enlaces covalentes: El enlace covalente consiste en el compartimiento de pares de electrones por dos átomos, dando lugar a moléculas y puede ser polar o no polar. Los compuestos iónicos en solución acuosa y algunos compuestos covalentes como los ácidos oxácidos y los ácidos hidrácidos se ionizan en solución acuosa y por lo tanto conducen la corriente eléctrica. 2. Reactivos y materiales Materiales 4 Agitadores de vidrio 2 probetas de 100 mL 4 matraces erlenmeyer de 250 mL 1 piseta 1 mechero bunsen 1 espátula 1 cucharilla de combustión Reactivos 3 g de azúcar común 3 g de sal común (NaCl) 11 mL de aceite 11 mL de alcohol etílico 400 mL de agua destilada 3. Procedimiento experimental A. Prueba de solubilidad Demostrar la solubilidad de las sustancias y en base a esto deducir el tipo de enlaces que mantienen unidas a sus átomos (enlaces interatómicos) y de las soluciones que se forman (en laces intermoleculares). Numerar cuatro matraces erlenmeyer de 250 mL y colocar con la probeta 100 mL de agua destilada. Agregar a cada vaso, cada una de las sustancias que se van a utilizar en la práctica. Agitar vigorosamente, observar y anotar los cambios ocurridos en cada matraz. B. Prueba a la llama En una cucharadita de combustión coloque 0,2 g de azúcar y mantenga la cucharilla en contacto a la llama mediana en un mechero bunsen. Anote sus observaciones. Limpie bien la cucharilla y repita la operación con las demás sustancias (aceite, sal común y alcohol). Anote sus observaciones. 4. Cuestionario Clasifique los siguientes enlaces como iónicos o covalentes, indicar si son polares o no polares. Use la tabla de electronegatividad de Pauling. KF Br2 MgO HCl NO P – Cl CaO H – N NaBr Be – F Al mezclar aceite con agua, no se disuelve. ¿Por qué? ¿En qué condiciones puede un sólido conducir la corriente eléctrica?¿Y un líquido? ¿Por qué el benceno con HCl no conduce y el agua con HCl sí? El azúcar y la sal se disuelven de forma parecida en agua. ¿Por qué la disolución con azúcar no conduce la electricidad y la que tiene sal sí la conduce? ¿Por qué el agua destilada es aislante y el agua del grifo conduce la electricidad? Para los sólidos, ¿qué tipo de fuerzas intermoleculares presentan con el solvente? ¿Qué clase de enlace presentan los compuestos que condujeron la corriente eléctrica? Averigüe e indique cual es la composición (porcentaje de sales) del agua de caño. Señala los detalles de interés que hayas encontrado en la práctica PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 05 PREPARACION DE UNA SOLUCION DE ACIDO FUERTE Y UNA BASE FUERTE Objetivos Preparar soluciones a una concentración Normal o Molar determinada Establecer la equivalencia entre Normalidad y Molaridad de soluciones monovalentes 1. Introducción La preparación de soluciones de ácidos y bases fuertes implica conocer la definición de unidades de concentración tales como la molaridad y la normalidad: MOLARIDAD: Se define como el número de moles de soluto presentes en un litro de solución, es decir, M= n/V(L) donde M es la molaridad, n el número de moles y V el volumen en litros de solución. NORMALIDAD: Se define como el número de equivalentes de soluto presentes en un litro de solución, es decir N= eq/V(L) donde N es la normalidad, eq son los equivalentes que para sistemas de ácido-base dependen del número de iones H+ o de iones OH– . En el caso del ácido clorhídrico y la sosa los equivalentes son iguales al número de moles, por lo que la molaridad es igual a la normalidad. Otro concepto que es importante recordar es la definición de ácido y de base: ACIDO: sustancia capaz de donar iones H+ en solución acuosa. Un ácido se considera fuerte cuando se encuentra totalmente disociado, por ejemplo, el HCl, HNO3, H2SO4. BASE: sustancia capaz de donar iones OH- en solución acuosa. Una base se considera fuerte cuando al disolverse se disocia totalmente, por ejemplo, el NaOH, KOH. 2. Reactivos y materiales Materiales 2 Vasos de precipitados de 50mL 1 Pipeta de 10 mL 2 Matraces aforados de 50mL 1 balanza analítica Agua hervida y fría Reactivos HCl concentrado. NaOH (lentejas) 3. Procedimiento experimental A. Preparación de ácido clorhídrico Preparación de ácido clorhídrico, HCl 0,1 N (ácido fuerte) A partir de la concentración del ácido concentrado realizar los cálculos respectivos para la toma de muestra. Aforar con agua destilada hasta la marca. El HCl grado reactivo tiene una concentración de 36.5 a 37.5%, lo cual equivale a una solución 12N B. Preparación de hidróxido de sodio Preparación de hidróxido de sodio, NaOH 0. 1 N (base fuerte). En una balanza pesar un vaso de precipitado de 50 mL. Pesar NaOH, según los cálculos realizados. Disolver cuidadosamente con agua destilada y hervida durante 10 minutos para liberar el CO2. La reacción es exotérmica. Dejar enfriar la solución. Transferir a un matraz aforado de 50 mL y aforar con agua destilada. 4. Cuestionario ¿Por qué es necesario agregar previamente agua al matraz donde se prepara la solución de HCl? ¿Por qué es necesario hervir el agua para preparar la solución de NaOH? ¿Por qué se pesa una pequeña cantidad extra de NaOH en la preparación de la solución de esta? ¿Cuál es la manera correcta de pipetear el ácido? ¿Qué precauciones debes tener al manejar el ácido y la soda caustica? BIBLIOGRAFIA Básica Chang, R. (2007). Química. México: Mc Graw Hill Interamericana de México S. A. Complementaria AUCALLANCHI, F. (2007). Química. Racso. BERAN, J. (2010). Laboratory Manual for Principles of General Chemistry. USA: John Wiley & Sons Inc., 2010. BROWN, L. (2004). Química. México: Pearson. BURNS, R. (.2006). Fundamentos de química. México: Pretince Hall Hispanoamericana S. A. CASTAÑEDA, L. (2013). Química experimental aplicaciones. Colombia: Macro. E.I.R.L. 2013. GARZÓN, G. (2000). Fundamentos de química general. México: Mc Graw Hill. HILL, John-Kolb, Doris (2002). Química para el nuevo milenio. México Prentice May Hispanoamericana S. A. TORRENEGRA, R.; PEDROZO, J. (2000). Exploremos la química. Colombia: Pearson Educación de Colombia Ltda. WHITTEN, W.; DAVIS, R.; PEC,K M. Y STANLEY, G. (2008). Química. Cengage Learning  FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL FACULTAD DE INGENIERÍA PRACTICA DE QUIMICA GENERAL 3 4 1 7 6 5 9 ? 8 19 20 10 ? ? 21