Manual de Actividades Experimentales de Química MELLIZO

Manual de actividades experimentales Química Raúl Salgado Labrada Las Tunas 2013 Cuando un profesor hace una buena actividad experimental, simplemente intenta incitar a la Química a revelar sus secretos, sencillos y espectaculares, ante la mirada escudriñadora de sus alumnos. Tabla de contenido INTRODUCCIÓN ..................................................................................................................................... 1 Tipos de actividades experimentales en la enseñanza de la Química....................................................... 3 I) LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS ............................................................................................................. 6 Actividad experimental 1.1. Las propiedades de las sustancias ........................................................... 6 Actividad experimental 1.2. Las sustancias puras y las mezclas .......................................................... 7 Actividad experimental 1.3. Separación de los componentes de una mezcla por decantación ............ 8 Actividad experimental 1.4. Separación de los componentes de una mezcla por filtración ............... 11 Actividad experimental 1.5. Separación de los componentes de una mezcla por vaporización ......... 11 Actividad experimental 1.6. Purificación de la sal de cocina. ............................................................ 12 II) LOS NO METALES Y SUS PRINCIPALES COMPUESTOS......................................................... 14 Actividad experimental 2.1. Muestrario de algunos no metales comunes .......................................... 14 Actividad experimental 2.2. Reacción del octazufre con el cobre ...................................................... 17 Actividad experimental 2.3. Reacción de un no metal con un metal .................................................. 19 Actividad experimental 2.4. Acción del dicloro sobre bromuros y yoduros ....................................... 20 Actividad experimental 2.5. Obtención de dinitrógeno a partir del aire ............................................ 21 Actividad experimental 2.6. Obtención del NH3 ................................................................................. 22 Actividad experimental 2.7. Detección del NH3 y su basicidad.......................................................... 24 Actividad experimental 2.8. Solubilidad del NH3 en agua.................................................................. 26 Actividad experimental 2.9. Reacción entre el NH3 (g) y el HCl(g) .................................................... 26 Actividad experimental 2.10. Reacción de las disoluciones de NH3 con las sales ............................. 27 Actividad experimental 2.11. Obtención y propiedades del O2 (g)...................................................... 28 Actividad experimental 2.12. Obtención y propiedades del H2 (g)...................................................... 32 Actividad experimental 2.13. Obtención del Cl2 . ................................................................................ 34 Actividad experimental 2.14. Reacción del Cl2 con los metales ......................................................... 35 Actividad experimental 2.15. Obtención del HCl(g)........................................................................... 36 Actividad experimental 2.16. El surtidor de ácido clorhídrico ........................................................... 38 Actividad experimental 2.17. Propiedades ácidas y oxidantes del H2 SO4 frente a los metales ......... 39 Actividad experimental 2.18. Propiedades deshidratantes del H2 SO4 ................................................ 41 Actividad experimental 2.19. Obtención del HNO3 ............................................................................ 42 Actividad experimental 2.20. Propiedades oxidantes del HNO3 ........................................................ 44 Actividad experimental 2.21. Reacciones del HNO3 con algunos compuestos orgánicos.................. 45 III) LOS METALES Y SUS PRINCIPALES COMPUESTOS .................................................................. 46 Actividad experimental 3.1. Muestrario de algunos metales y aleaciones comunes .......................... 46 Actividad experimental 3.2. Propiedades mecánicas de los metales .................................................. 48 Actividad experimental 3.3. Reactividad de los metales ..................................................................... 50 Actividad experimental 3.4. Reacción del magnesio con el dioxígeno del aire ................................. 51 Actividad experimental 3.5. Reacción entre las disoluciones ácidas y los metales............................ 53 Actividad experimental 3.6. Identificación en la llama de los iones Ca 2+, Cu2+, Ba2+ y Sr2+ ........... 55 Actividad experimental 3.7. Anfoterismo del aluminio ....................................................................... 55 Actividad experimental 3.8. Anfoterismo del hidróxido de aluminio .................................................. 56 Actividad experimental 3.9. Obtención del cobre metálico por reducción de su óxido ..................... 57 Actividad experimental 3.10. Reacción del aluminio con el diyodo ................................................... 58 Actividad experimental 3.11. Obtención del NaOH............................................................................ 60 Actividad experimental 3.12. Corrosión del hierro ............................................................................ 61 IV) EL AGUA Y LAS DISOLUCIONES .................................................................................................. 63 ... Determinación del pH con el papel indicador universal ...........11.................. Determinación de la dureza del agua ..14....................... 94 Actividad experimental 7.................... 112 Actividad experimental 8...................................... Ley de conservación de la masa ....7...... 107 Actividad experimental 8..... 74 Actividad experimental 4.. Cambio físico Vs...........................6......2...........3....................................... Preparación de una disolución sobresaturada............................ Determinación del pH de una disolución por el método colorimétrico .....5............ Efecto del ion común.1.............. 111 Actividad experimental 8.. 70 Actividad experimental 4............................16.............................................15........................ 99 Actividad experimental 6...............4.... Equilibrio químico entre los iones cromato y dicromato ...... 75 Actividad experimental 4............................. Reacción entre el agua y el óxido de calcio.... ... 88 Actividad experimental 5............ 79 Actividad experimental 4...................................................... Influencia de la superficie de contacto en la velocidad de reacción química . Algunas manifestaciones de las reacciones químicas ................................ 114 Actividad experimental 8........... Disoluciones electrolíticas y no electrolíticas ................. 63 Actividad experimental 4.10..3............................................2.......... Cambios energéticos en el proceso de disolución .............9.............................................. Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción química ................2... 104 Actividad experimental 8............. Disoluciones reguladoras del pH .......................................................Actividad experimental 4..................................................1..................... 67 Actividad experimental 4.. 90 VII) CINÉTICA QUÍMICA ....................... 66 Actividad experimental 4................1.............................. 104 Actividad experimental 8.......8............ Efecto de la dilución sobre la disociación iónica .......... Estudio de los sistemas dispersos ..3............6.................... Equilibrio químico entre el N 2 O4 (g) y el NO2 (g) .......... ................................................................................1.......................................................... Factores que influyen en la velocidad de disolución de un sólido en agua .. ...................7. Determinación cualitativa de la polaridad del agua. Reacción de neutralización ..........1.... 99 Actividad experimental 6..........................................................2................. 95 Actividad experimental 7.............................. 87 V) LAS REACCIONES QUÍMICAS......................................... cambio químico ....................... Preparación de una disolución al tanto por ciento en masa de soluto 82 Actividad experimental 4........................4...... 89 Actividad experimental 5............9...................... Preparación de una disolución ... Determinación del calor de combustión del etanol ............ 116 Actividad experimental 8....................... 68 Actividad experimental 4.......................5.......... e ir añadiendo agua para comprobar cómo aumenta la intensidad de la luminosidad del bombillo al diluir la disolución............................................ 88 Actividad experimental 5.............. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción química .......................... 118 Actividad experimental 8......................................................... Preparación de una disolución saturada..... Preparación de una disolución de determinada concentración másica.............. 73 Actividad experimental 4............................ Solubilidad de sólidos en distintos disolventes ........8............................................. Reacciones iónicas entre electrólitos................................ 92 Actividad experimental 7...................... 84 Actividad experimental 4........ Ablandamiento del agua con zeolita .. Las disoluciones acuosas y las reacciones químicas ............. 86 Actividad experimental 4...................................... 65 Actividad experimental 4.................... 107 Actividad experimental 8...... 97 VI) TERMOQUÍMICA............... 76 Actividad experimental 4.................................12........... Influencia de los catalizadores en la velocidad de reacción química ..... 92 Actividad experimental 7......... ..................................................................................... Solubilidad de los gases ................................... 119 .................................................2.................................................. Reacciones exotérmicas y endotérmicas.............................. Solubilidad de distintos sólidos en agua a temperatura ambiente ..............4........10.... Preparación de indicadores caseros. 101 VIII) EQUILIBRIO QUÍMICO.........3..... 106 Nota: otra variante consiste en comprobar la intensidad de la luminosidad del bombillo del equipo de conductividad en la disolución más concentrada....................................13................................ 109 Actividad experimental 8....... 78 Actividad experimental 4........... .........10................5................... 160 Actividad experimental 10..............................................11................3..........................................15.. Oxidación del etanol con mezcla crómica ........ La pila electroquímica Zn/Cu .. 162 Actividad experimental 10............................... 166 Actividad experimental 10................. 142 Actividad experimental 9.......1................. Reducción del ion cobre (II) por el cinc..........................................14............................. 128 Actividad experimental 9.......11........................12................................................... 191 11........... 170 XI) APÉNDICE ................................................... Obtención del CH2 =CH2 ..................... 155 Actividad experimental 10...................... 154 Actividad experimental 10... Obtención de jabón ....................................................................................9................................................... Reactivos e indicadores comunes................................................................................................................................................ 206 .................. 139 Actividad experimental 9...................... 120 Actividad experimental 8...11......... Propiedades del CH2 =CH2 ..... La pila seca ...................4............. 199 11.............12........................... Hidrólisis salina .. Obtención del CH3 COOH .......... 153 Actividad experimental 10................ 200 11........ 135 Actividad experimental 9... 184 11............................ 143 X) QUÍMICA ORGÁNICA .....Actividad experimental 8................ Propiedades oxidantes del ion permanganato por el ion cloruro.... 124 Actividad experimental 9...4.............. Orientaciones generales para el trabajo en el laboratorio escolar .......................................... Algunos valores relacionados con el Sistema Internacional de Unidades y el Sistema Métrico Decimal ........................... Ensayos característicos de algunas proteínas ..................8...........................9................. 127 Actividad experimental 9............... Obtención de la aspirina............. 164 Actividad experimental 10.......................................... Electrólisis de una disolución diluida de NaCl ............................2.............................. .. Tabla periódica de 18 columnas .......... 156 Actividad experimental 10............................. Propiedades generales de los alcanos ......16................................................................ Su preparación ..... Medidas generales de precaución durante la manipulación de sustancias químicas ....... Comparación de las propiedades físicas del metanol y el etanol................................. Obtención del CH≡CH ..... Una pila singular ... Determinación del C...9............1.... 145 Actividad experimental 10.............7..................................................................................... Electrólisis de una disolución concentrada de NaCl................. 168 Actividad experimental 10...................................................................... 148 Actividad experimental 10....... Reacción de la glucosa frente a los reactivos de Fehling y Tollens 167 Actividad experimental 10..............10...... 136 Actividad experimental 9...............................6...... 166 Actividad experimental 10...... Propiedades reductoras del KI ................8........... .................. Propiedades de la propanona .............................. Serie de actividad de los metales ... 198 11............................ 129 Actividad experimental 9.....8........................................ Obtención y propiedades del benceno ................... Electrólisis de una disolución concentrada de KI .... Aplicaciones de la Kps .................... 161 Actividad experimental 10...................................17...... El acumulador de plomo ..............................3.... Propiedades reductoras del NH4 OH........ 159 Actividad experimental 10....................................4..... N y Cl en compuestos orgánicos ......................5..................................................................13............................ Propiedades generales de los compuestos orgánicos ........................ 137 Actividad experimental 9.............. H..............................................................................18... 196 11.................... Propiedades del CH≡CH............6............................1....... Obtención y propiedades del CH4 ................ Útiles más frecuentes en el laboratorio escolar............... 157 Actividad experimental 10....................................................... 124 Actividad experimental 9... 126 Actividad experimental 9............5......7.............. Reactivos químicos alternativos de fácil adquisición ....7...... 145 Actividad experimental 10..... La pila electroquímica Zn/H2 ............................. 189 11...............3....... 173 11.......6...................................... Reacciones de oxidación de aldehídos..........12............................. 133 Actividad experimental 9........................2..... 173 11................. 122 IX) ELECTROQUÍMICA................... 151 Actividad experimental 10.....2. Tabla de solubilidad de algunos compuestos en agua .................................. ............................................................................................... 208 Bibliografía .................10..................................................11............ Inventario de reactivos químicos utilizados en la ejecución de las actividades experimentales descritas en este manual ............................................................................. 211 .. y que solo un químico conoce de su valor potencial como reactivos químicos. Después se proponen más de cien actividades experimentales. Salgado Labrada 1 . el salfumante. un sinfín de materiales más que harían infinito su inventario. principalmente. Ud. a manera de apéndices. orientaciones generales para el trabajo en el laboratorio escolar y la manipulación de sustancias químicas. son las que más se adaptan al contenido de los programas de estudio. cubiertas de cinc o el dióxido de manganeso (IV) de pilas viejas. la de solubilidad. al joven profesor. el grafito de los lápices y.) para que el profesor tenga un referente de cómo armar la actividad. que narrar mil veces. cuestiones que no pueden faltar en cualquier libro de esta naturaleza: útiles más frecuentes del laboratorio. emprende la labor docente. las actividades experimentales están ordenadas. puede ir habilitando el laboratorio escolar con los nuevos útiles y reactivos asignados a cada escuela. la de potenciales estándar de reducción y la serie de actividad de los metales. algunos valores relacionados con el Sistema Internacional de Unidades y el Métrico Decimal. las disoluciones. comprendidas en: metales. en entrenamiento de concurso. a la vez que se realiza algún comentario en forma de apuntes sobre el contenido que se aborda en cada actividad experimental. vasos de precipitado. no metales. experimentos y prácticas de laboratorio) que suelen emplearse durante las clases de Química. como la periódica. desde octavo hasta el duodécimo grado (incluso aplicable a otras educaciones). recolectando aquellos materiales que se encuentran en el hogar y en diferentes lugares. pues es mejor demostrar una vez. cinética. probetas. junto con un boceto del aparato o el equipo y. Independientemente de la complejidad instrumental u operacional. Profesor. la lejía. largamente acariciado por el autor en función de perfeccionar el proceso de enseñanzaaprendizaje de la disciplina Química y reivindicar su carácter de ciencia teórico-experimental. además de algunas tablas. etc.Manual de actividades experimentales de Química INTRODUCCIÓN Profesor. termoquímica. reactivos químicos alternativos de fácil adquisición. gotero. erlenmeyer. pero no aplace el comenzar a demostrar a sus alumnos la química desde una dimensión teórico-experimental. según los capítulos tradicionales abordados en el estudio de la Química general descriptiva y sobre la base de las dos directrices generales de la enseñanza de la disciplina: las sustancias y las reacciones químicas. y se destaca la estructura didáctico-metodológica de cada una de ellas. en el debate profesional o de manera personal. preparación de reactivos e indicadores comunes. entonces. los contenedores donde ocurren las reacciones químicas y otros útiles (tubos de ensayo. el agua. Finalmente se ofrecen. la cáscara de huevo. mas le debo Raúl A. habrá que buscarlos sin desmayo. sobre todo. electroquímica y nociones de química orgánica. a ese que con mucho compromiso por su profesión y con muchas dudas. mas debo advertir que puede ocurrir que se agoten. sería bueno que ejecutara el mayor número posible de actividades experimentales. ya sea en clase. Otro aspecto que se aborda en la obra está relacionado con la descripción de la técnica operatoria para llevar a cabo con éxito las operaciones fundamentales de cada actividad experimental. con estas premisas. tales como: alambres de diferentes metales. este libro que ahora sostiene en sus manos constituye la materialización de un viejo proyecto. Como notará más adelante. cristalizadora. La obra comienza con una breve explicación de la naturaleza y objetivos de los diferentes tipos de actividades experimentales (demostraciones. Va destinado. que a juicio de este autor. solo así se llega a conocer profundamente tan apasionante arista de nuestra ciencia. rejilla amiantada. el conocimiento acumulado sobre determinada materia y la disponibilidad de toda la bibliografía posible. esta tampoco escapa a tal calificativo. ha contado con el auxilio de muchos colegas. la relación del hecho químico con otros fenómenos que ya conozca. Raúl A. Es probable que muchas actividades experimentales le resulten atractivas y espectaculares de por sí. también. entonces.. Oreste Landrove Ramírez. por supuesto. entonces se habrán cumplido los objetivos propuestos al asumir esta obra. así. avalada por muchos años de práctica científica y pedagógica en casi todos los rincones del mundo. Realmente los años de experiencia. Le transmito la experiencia acumulada y le exhorto a que se estudie detenidamente. El esfuerzo de preparación de este trabajo. sienten que ha despertado su interés por las actividades experimentales. se estrellan irreductiblemente contra el hecho de escribir un libro. me dispensarían el más anhelado de los estímulos posibles al mero fruto de tantas horas de trabajo. Salgado Labrada.Manual de actividades experimentales de Química advertir que en la mayoría de los casos se obvian útiles. pero es realmente confortante al terminarlo. sin importar el nivel y tipo de Educación. señalamientos ante presumibles errores. Si todo esto ocurre. sino del cumplimiento de una juiciosa postura en el proceso del conocimiento del mundo que nos rodea. Raúl A. en especial a la Dr. y el segundo. con valiosas observaciones y aportación personal: ninguno la objetó. No se trata de una antojadiza pretensión. Espero que si de alguna manera logran perfeccionar su labor docente. no sé dónde. tales como soporte universal. continuo apoyo y aliento. la aserción de un pedagogo cuando sentenció:”Hay dos momentos en la vida de un profesor en que se siente con mayor fuerza el no saberlo todo: el primero. cada operación para que. sí. cuidando así su integridad y la de los alumnos y el éxito de la actividad experimental que se lleve a cabo. por problemas de edición del libro y porque va dirigido a profesores con determinada competencia para darse cuenta de que en ellos “falta algo”. si cuando terminen de trabajar con él. saber que puede contribuir a la formación y el perfeccionamiento de otros profesores. Hace tiempo leí. como material de consulta es válido para todos por igual. además. mediante la explicación que precede a cada actividad experimental se podrán conocer las leyes de la química que rigen las transformaciones observadas. Esto es lo que hace.Sc. pinzas. la utilidad en el hogar y la economía encontrada para muchos efectos que se analicen. desde la primera vez que la realice. lo haga bien. que sea muy interesante la sencilla acción de ver lo que pasa. Con estos elementos se trabajó y se actuó en consecuencia. le sucederá lo mismo al alumno. tanto en teoría como en la práctica. la respuesta a muchos porqués que ya les preocuparán a los alumnos y. cuando entra por primera vez en un aula a impartir sus primera clase. Siempre se ha dicho que perfectible es una palabra que parece haber sido creada para cualificar a toda obra humana. estaré recompensado. recomendaciones para su mejoramiento y ampliación. Salgado Labrada 2 . por cuanto. Soy deudor de una enorme gratitud por sus aportes y. Cada uno de los pasos en la técnica operatoria tiene su justificación teórica. incluso puede llegar a envolverlo en el cautivante mundo de la química.C. entonces. Yolanda Peña Acosta y al M. según sus opiniones. al sentarse a escribir un libro. que esta obra pueda ser puesta a disposición de los profesores de Química. etc. brinda posibilidades óptimas en el proceso de docenteeducativo. La didáctica de la demostración comprende los siguientes aspectos: Raúl A. metodológica y organizativas del contenido y el propósito del profesor. 5. por sus características y poder convincente. a los alumnos no se les pueden entregar determinados aparatos. como fuente del conocimientos de los fenómenos químicos. ni crear hábitos experimentales. 5. experimentos de clase o como prácticas de laboratorio. Salgado Labrada 3 . los alumnos no dominan las técnicas operatorias y no conocen los aparatos y equipos. en dependencia de las circunstancias didácticas. Por estas razones. se necesita ahorrar tiempo. no brinda la posibilidad de enseñar a obtener independientemente los conocimientos. 4. Ellas sirven como un importante medio en la formación de una concepción científica del mundo. equipos. desarrollando en este sentido. Las actividades experimentales desempeñan un papel decisivo en determinados aspectos del proceso docente-educativo. para acumular. en un plazo breve. ya que sirven: 1. útiles y reactivos químicos que involucra. útiles y reactivos químicos.Manual de actividades experimentales de Química Tipos de actividades experimentales en la enseñanza de la Química La enseñanza de la Química es una de las más costosas en cualquier lugar del mundo por la cantidad de equipos. equipos. pueden diseñarse como demostraciones. en correspondencia con las normas de seguridad. útiles y reactivos químicos. 2. como uno de los recursos para la formación de hábitos y habilidades prácticas en el manejo de aparatos. como medio necesario y. 4. útiles y reactivos químicos. el carácter observador. 2. bajo la premisa de que: es mejor demostrar una vez. Ellas son: La demostración: es un experimento de corta duración que realiza el profesor o ejecutan uno o dos alumnos por encargo de aquel como parte de la clase. de ahí. por eso. en los programas de la disciplina están consideradas las actividades experimentales que. 3. La demostración se emplea cuando: 1. como vía para formar intereses en los alumnos hacia la química. que narrar cien veces. la misma se debe completar con los otros tipos de actividades experimentales. ellas tienen un grupo de cualidades que las distinguen entre sí. en ocasiones único. 3. así como esencial es el papel que desempeña la industria química en la economía del país. la importancia de aprovechar al máximo las actividades experimentales en el proceso docente-educativo. no se dispone de la cantidad suficiente de aparatos. la producción de las sustancias necesarias al hombre constituye una de las tareas fundamentales del quehacer humano. para demostrar la validez o no de una hipótesis. como técnica para fijar los conocimientos ya adquiridos. la curiosidad y la iniciativa. La Química es una ciencia teórico-experimental. sin embargo. el material empírico y hacer algunas generalizaciones. equipos. pero a diferencia de la demostración. La práctica de laboratorio. conclusiones para terminar de formar el conocimiento o idea que se llega como consecuencia de un razonamiento relacionado con la propia demostración realizada por el profesor. es oportuno realizar este tipo de actividad experimental. desarrollar el trabajo independiente. 3. No es una actividad docente esencialmente evaluativa. 2. por los alumnos. desarrollar habilidades y hábitos prácticos.s ya que su ejecución implica el uso de más útiles y reactivos que una demostración. La didáctica de la práctica de laboratorio comprende los siguientes aspectos: I) Objetivo: define el trabajo que debe realizar el alumno para demostrar el hecho experimental. que conduce a la certeza sobre el hecho químico que se afirma teóricamente. El experimento de clase: es una actividad de corta duración. 3. por ejemplo: comprobar experimentalmente la influencia de la Raúl A. 4. La práctica de laboratorio es una actividad docente eminentemente evaluativa dirigida a comprobar el desarrollo de hábitos y habilidades en el manejo de aparatos. para hacer comprender o conocer a los alumnos lo relacionado con lo que se ha de demostrar (o se ha demostrado) experimentalmente. 2. presentación de los útiles y reactivos a utilizar y relacionar a los alumnos con los diversos medios con que cuenta el laboratorio químico escolar. y sus objetivos fundamentales son los siguientes: 1. equipos. de manera que aprendan sus características. durante o al final de la demostración) del contenido de la clase. con la diferencia de que es ejecutada. esta lo ejecutan los alumnos por orden del profesor en el transcurso de una clase. Siempre que se tengan a mano suficientes materiales. sin embargo. La didáctica del experimento de clase se asemeja mucho a la de la demostración. recapitular y profundizar los contenidos estudiados. empleando las técnicas más sencillas de la experimentación. se desarrolla como una tarea experimental que debe solucionar el alumno en el transcurso de una unidad o terminada esta. útiles y reactivos químicos. 4. Hoy día el experimento de clase no se emplea sistemáticamente en nuestras escuelas por razones económica. explicación (ante.Manual de actividades experimentales de Química 1. así como cuestiones teóricas y del diseño de técnicas de laboratorio. por lo general. tiene una duración de 1 o 2 horas-clase. ejecución de la técnica operatoria y de las normas de seguridad a través del seguimiento de determinadas acciones. usos y formas de manipularlos. sin perder el hilo de la exposición. equipos. operaciones y cierto razonamiento. básicamente. así como la comprobación de algunas cuestiones teóricas y el diseño de técnicas sencillas de laboratorio. La práctica de laboratorio: es una forma de trabajo práctico. Se debe enunciar en infinitivo. se realiza de manera independiente. familiarizar a los alumnos con algunos procedimientos experimentales de investigación. mantiene su vigencia metodológica. útiles y reactivos químicos. Salgado Labrada 4 . El experimento de clase persigue desarrollar hábitos y habilidades en el manejo de aparatos. lo que posibilita hacer las consideraciones previas del experimento o la práctica de laboratorio. objetivo: se declara en función de lo que se quiere demostrar. determinar. grado. Raúl A. 4. permite llegar mediante la valoración y el razonamiento. se desarrolla también mediante tareas o preguntas que se le indican al alumno y se corrobora la hipótesis formulada. II) Cuestionario previo: persigue comprobar el nivel de preparación teórica. que relacionado con la actividad experimental posee el alumno. encabezamiento: título de la actividad experimental. de esta manera nunca queda restringida la actividad a lo que se consigna en el libro de texto en materia de actividades experimentales. preparar una disolución al tanto por ciento en masa de soluto. descripción de la técnica operatoria. al conocimiento o la idea más acabada acerca del asunto de la actividad experimental. 2. Toda práctica de laboratorio requiere de un informe resumen del desarrollo de la actividad: el informe de esta (que se elabora después de concluida la actividad experimental). contiene los siguientes aspectos: 1. comprobar. 7. nombre y apellidos de los integrantes del equipo de trabajo. determinar la constante de disociación iónica del ácido acético. 6. Salgado Labrada 5 . la preparación minuciosa y comprobación de la técnica operatoria. Es muy importante señalar que cualquiera de las actividades experimentales que se presentan. ello solo requiere que el profesor le dé la estructura didáctico-metodológica y organizativa que la adecue para tal propósito.. etc. IV) Técnica operatoria: se describen las diferentes acciones y operaciones necesarias para dar cumplimiento a la actividad experimental. la cantidad y las cualidades de estos. III) Inventario de útiles y reactivos a utilizar: se hace mediante una lista de todo el material que se va a utilizar. para la clase y para él. la actividad experimental fracase o se produzca algún accidente. conclusiones: respuestas a las tareas y cuestiones indicadas para el resumen de la práctica de laboratorio. en la práctica de laboratorio. 5. inventario de útiles y reactivos utilizados en la práctica de laboratorio. respuestas al cuestionario previo y formulación de hipóyesis. No se puede olvidar que tanto para los experimentos de clase como las prácticas de laboratorio se necesita que el profesor exija siempre el riguroso cumplimiento de las normas de seguridad. V) Conclusiones: como colofón de la actividad. 3. y potencia la libertad para que el docente escoja la más conveniente para los alumnos. a fin de evitar que al pasar por alto algún detalle. pueden ser habilitadas como demostración. experimento de clase o como práctica de laboratorio. registro de las principales observaciones realizadas durante la ejecución de la técnica operatoria de la práctica de laboratorio. se enfatiza en todas las medidas organizativas y las normas de seguridad a fin de evitar accidentes. grupo y fecha.Manual de actividades experimentales de Química temperatura y la concentración en la velocidad de una reacción química. etc. densidad. en general todas aquellas que caracterizan a una sustancia. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. un conductor eléctrico está hecho del metal cobre. el color. de masa. el volumen molar. resultando en valores por unidad de sustancia. las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de sustancia o del tamaño de un sistema. Ejemplo de propiedades extensivas son: masa. por ejemplo. por sus propiedades. dureza. entalpía. el olor. entropía. porque son propias de cada una. estas propiedades que permiten diferenciar unas sustancias de otras. Salgado Labrada 6 . o de volumen respectivamente. etc. el creyón de un lápiz. miles de sustancias que son del mismo color. velocidad. por este motivo no son propiedades aditivas.Manual de actividades experimentales de Química I) LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS Actividad experimental 1. el calor específico o el peso específico. diferenciándola de otras. el sabor. bajo las mismas condiciones. Las propiedades de las sustancias pueden ser generales: aquellas que son comunes a muchas sustancias. es necesario apoyarnos también en otras propiedades que son específicas de cada sustancia. Ejemplos de propiedades intensivas son: temperatura. son magnitudes cuyo valor es proporcional al tamaño de este. energía. etc. dividiéndolas por la cantidad de sustancia... punto de fusión y de ebullición. por ejemplo. Existen cientos. Por el contrario. por ejemplo. se llaman propiedades específicas.1. la masa o el volumen de la muestra. el agua solidificará a 0ºC y ebullirá a 100 ºC. volumen. la cantidad de calor o el peso. siempre a temperatura y presión estado ambiental (TPEA). peso. cantidad de sustancia. volumen específico. de grafito. así. las propiedades extensivas son aquellas que sí dependen de la cantidad de sustancia o del tamaño de un sistema. entre otras. tamaño. la densidad. el calor específico. solubilidad. entonces. densidad. olor. pueden convertirse en intensivas. Esas sustancias químicas se pueden diferenciar por sus características propias. Las propiedades de las sustancias Apuntes sobre el contenido: Los objetos existentes en la naturaleza tienen variadas formas. También las propiedades se pueden clasificar en intensivas y extensivas. Estas magnitudes pueden ser expresadas como la suma de las magnitudes de un conjunto de subsistemas que formen el sistema original. temperatura de fusión y de ebullición. como el volumen. como las temperaturas de fusión y de ebullición. color. por lo que el valor permanece inalterable al subdividir el sistema inicial en varios subsistemas. Cada sustancia. viscosidad. por ejemplo. es decir. Muchas magnitudes extensivas. son cuerpos físicos formados por diferentes sustancias químicas. presenta propiedades constantes. sabor. propiedades constantes.3ºC y esta temperatura se mantendrá fija mientras dure la ebullición. al cobre y al octazufre.. el agua de mar. el agua solidifica a 0ºC. hierro. tales como. sino que se presentan junto a otras formando disímiles mezclas. c) Repita la operación anterior sumergiendo el mismo tubo de ensayo en alcohol y en una disolución de cñpruro de sodio. etc. En el caso del cloruro de sodio. o si la dejamos en reposo un tiempo prudencial. si ello es posible. de río. la sangre y cientos y miles de “sustancias” con las cuales tropezamos a diario. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. el hidróxido de cobre (II). damos por hecho que se trata de sustancia pura. mientras que el queroseno flota en ella por serlo menor. agua y etanol para que los alumnos observen el color y el estado de agregación. d) Deje caer en el agua al hierro. la leche. que no está contaminada con otras. tal es el caso de la leche fresca. La sustancia pura no se puede descomponer en otras mediante procedimientos físicos. entonces. de pozo. el octazufre. se trata de una sustancia simple como el hierro. tales como el calentamiento o la acción de un campo magnético. variadas en composición cualitativa y cuantitativa. A ello le sumamos que no siempre es posible distinguir a simple vista si una sustancia es pura o es una mezcla. exactamente se comprobará en el caso del agua que solidificará a 0ºC. suspendidas en una masa acuosa. entrará en ebullición a los 78. A la presión de 100 kPa.. etc.. el tubo se sumerge más que en el agua. o sea. la tierra.3ºC. por lo que la leche también es una mezcla. Literalmente todo cuanto nos rodea son mezclas: el aire. ya que aparentemente puede ser homogénea. en su superficie flotará una capa de grasa. es decir. Salgado Labrada 7 .2. Actividad experimental 1. pero si la observamos en el microscopio podrán verse goticas muy pequeñas de grasa. por ser un líquido menos denso que ella. siendo una de sus características presentar. se sumerge menos por ser una mezcla más densa que el agua (solo sirve de patrón de comparación). Observará que en el caso del alcohol. etc. Es posible que se descomponga mediante procesos químicos. el humo. Las sustancias puras y las mezclas Apuntes sobre el contenido: En química hay una declaración de principio que establece que cuando nos referimos a sustancia. Observará que los metales precipitan al fondo del recipiente porque son más densos que el agua. en caso contrario. cada vez que calentamos etanol bajo iguales condiciones.Manual de actividades experimentales de Química a) Exponga un muestrario de sustancias. cotidianamente es muy difícil encontrar sustancias completamente puras. la profundidad alcanzada. el etanol posee temperatura de ebullición definida de 78. cobre y queroseno. b) Vierta en un tubo de ensayo una cantidad de arena suficiente para que el tubo flote en el agua en posición vertical y mida en él. de lago. sin embargo. estas propiedades del agua y del alcohol son constantes. en condiciones determinadas. se trata de una sustancia compuesta como el agua. la evaporación y la destilación. las categorías de clasificación no se excluyen unas de otras. o los sistemas de tratamientos de agua potable destinada al Raúl A. Actividad experimental 1.Manual de actividades experimentales de Química a) Deposite en los papeles A y B muestras de hierro y de octazufre respectivamente e indague con los alumnos sobre la textura (estado de agregación) y el color. el decantado ordinario del arroz para lavarlo. pues es este quien se cuela por el filtro. Separación de los componentes de una mezcla por decantación Apuntes sobre el contenido: Los procesos de separación de los componentes de las mezclas han estado en la cotidianidad desde tiempos inmemoriales. hasta grandes sistemas complejos de elevada automatización como los empleados en la industria petroquímica y de refinado para la recuperación de catalizadores de alto valor económico.3. los embudos de filtración para separaciones de laboratorio. a través de un filtro. Los métodos más comunes para separar los componentes de una mezcla son el filtrado. mientras que del octazufre no. un poquito de hierro con otro tanto de octazufre e indague con los alumnos sobre la textura (estado de agregación) y el color. mientras el octazufre no. e) Pase un imán sobre la mezcla. es diversa. la destilación del alcohol o el lavado de arenas auríferas para obtener el oro. tanto en la vida doméstica como de la industria general. como los coladores domésticos de café. el simple colado del café o la leche en nuestros hogares. donde son particularmente importantes aquellos procesos industriales que requieren de las técnicas físcas y químicas. Salgado Labrada 8 . d) Incite a un alumno que lo observe a través de una lupa. La filtración consiste en trasvasar un líquido a un recipiente. b) Pase un imán sobre ellas. La pluralidad de dispositivos de filtración o filtros es tan extensa como las variedades de materiales porosos disponibles como medios filtrantes y las condiciones particulares de cada aplicación: desde sencillos dispositivos. ha sido parte de la labor doméstica e industrial de la humanidad. así como miles de acciones que de este tipo se realizan diariamente. Observará que el imán atrae a las partículas de hierro depositadas sobre el papel. Observará que este atrae a las partículas de hierro depositadas sobre el papel. y en general. el papel de filtro. c) Mezcle en el papel C. La clasificación de los procesos de filtración y los equipos. para separarlo de uno o más componentes sólidos de la mezcla. tanto en el laboratorio químico como en el hogar y en la vida práctica. realizados por separado o combinados adecuadamente. La filtración se ha desarrollado tradicionalmente de forma empírica. encontrándose en muchos ámbitos de la actividad humana. por ejemplo. el decantado. Las aplicaciones de los procesos de filtración son muy extensas. Siempre lo que se filtra es el líquido. Existen diversas modalidades de destilación: simple. etc. ya que este es una propiedad intensiva de cada sustancia. Al abrir la llave. es decir. pasa primero el líquido de mayor densidad y cuando este se ha agotado se impide el paso del otro líquido cerrando la llave. aprovechando la acción de la gravedad. Solo basta con agitar el agua y la semdimentación se altera. Salgado Labrada 9 . de un sólido: Raúl A. una de las etapas de obtención de la sal en las salinas consiste en dejar el agua de mar “al aire” para que por evaporación del agua quede la sal. es llamado "sobrenadante" y la materia sólida que cae. La vaporización consiste en el paso de un líquido al estado gaseoso para separarlo de uno o más componentes sólidos de una mezcla. por ejemplo.. no varía en función de la masa o el volumen. sólidos disueltos en líquidos o gases licuados de una mezcla. La destilación es un caso singular de vaporización.Manual de actividades experimentales de Química suministro a la población y la industria. y permanece constante mientras dure el proceso de cambio de estado. los diferentes componentes líquidos. Hay dos tipos de vaporización: la ebullición y la evaporación. Si un líquido contiene partículas de un sólido inalteradas en suspensión. la presencia de un sólido prácticamente insoluble (o en suspensión) en un líquido y un filtro que retenga al residuo (el sólido) y deje pasar al líquido (el filtrado). todos bajo un mismo principio. el proceso de obtención de azúcar consiste en hervir el guarapo ya que tiene un 85% de agua. La superficie de separación entre ambos líquidos se observa en el tubo estrecho de goteo. el punto de ebullición es la temperatura a la cual un determinado líquido hierve (a una presión dada). La decantación se realiza para separar el líquido de una mezcla. aprovechando los diferentes puntos de ebullición de cada una de las sustancias. en virtud de la acción de la gravedad. la vaporización por ebullición ocurre cuando el cambio de estado ocurre por aumento de la temperatura en el interior del líquido. al vaporizarse un gran volumen de esta se obtiene un jarabe de color amarillo llamado meladura que posee alto porcentaje de azúcar disuelto. es el cambio de estado ocurre solamente en la superficie del líquido. consiste en separar.1. En la vaporización por evaporación. como el agua y el aceite. Cuando se trata de la separación de dos líquidos no miscibles. Procedimiento para la actividad experimental: 1.3. mediante ebullición y condensación. Un ejemplo cotidiano de proceso de sedimentación ocurre en nuestros hogares cuando se almacena agua en tanques. Separación del líquido. la caída de partículas hacia el fondo o la tendencia a flotar a la superficie en función de su densidad y diámetro. se observa. por arrastre de vapor. Normalmente el líquido queda en la parte de arriba. fraccionada. La destilación tiene amplia aplicación en la industria de refinación del petróleo y de la obtención del etanol a partir de las mieles finales de la industria azucarera. al vacío. pero todas se basan en el mismo principio: la diferencia en los puntos de ebullición de las sustancias. "depósito". de otro sólido o líquido prácticamente insoluble en aquel y que transcurrido un tiempo relativamente breve se deposita en el fondo del recipiente. por ejemplo. cisternas y otros contenedores. y se produce a cualquier temperatura. se utiliza un embudo de decantación que consiste en un recipiente transparente provisto de una llave en su parte inferior. aunque sí en función de la presión. 1. en el embudo de decantación para que queden visiblemente divididos ambos líquidos. Salgado Labrada 10 . f) Coloque otro vaso de precipitado y abra la llave hasta que pase la parte de la división de los dos líquidos. Raúl A.Cierre de nuevo la llave. cierre la llave. abriendo la llave del embudo separador.3.Manual de actividades experimentales de Química a) Prepare con suficiente tiempo una mezcla con 100 ml de agua y 10 g de arena previamente lavada. d) Separe el agua del queroseno por decantación. c) Deposite la mezcla. c) Separe el agua de la arena por decantación. Separe el vaso de precipitado con el agua. e) Cuando se esté acercando la línea divisoria ente los dos líquidos. con suficiente tiempo.2. g) Coloque otro vaso de precipitado y abra la llave para que vierta el queroseno. b) Prepare una mezcla con 30 ml de agua y 70 ml de queroseno. tal como se representa en la figura anterior. Separación de dos líquidos no miscibles: a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la decantación. b) Coloque la varilla de vidrio convenientemente para evitar desparramar el líquido fuera del vaso de precipitado colector. d) Coloque apropiadamente el embudo. e) Filtre la mezcla haciéndola deslizar por el vidrio agitador para evitar derramarla. En los procesos de filtración se emplean cuatro tipos de material filtrante: filtros granulares como arena o carbón triturado. c) Coloque el papel de filtro en el embudo.Manual de actividades experimentales de Química Actividad experimental 1. El líquido a filtrar se denomina suspensión. Coloque la varilla de vidrio convenientemente para evitar derramar el líquido fuera del vaso de precipitado colector. Separación de los componentes de una mezcla por vaporización Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental 1. el filtrado. Raúl A.5. de manera que su vértice penetre en el cuello de este último. La filtración es un proceso básico en la industria química. Procedimiento para la actividad experimental: a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la filtración. Salgado Labrada 11 . b) Prepare una mezcla con 3 g de aserrín y 100 ml de agua.2. el líquido que se filtra. láminas filtrantes de papel o filtros trenzados de tejidos y redes de alambre. de forma tal que el vástago de este toque la pared del vaso de precipitado para evitar salpicaduras. y el material sólido que se deposita en el filtro se conoce como residuo o sedimento. Separación de los componentes de una mezcla por filtración Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental 1.2. filtros rígidos como los formados al quemar ladrillos o arcilla (barro) a baja temperatura. y filtros compuestos de membranas semipermeables o penetrables como el usado para la separación de sólidos dispersos mediante diálisis.4. la clarificación del azúcar o el tratamiento de aguas residuales. La filtración es un método mecánico que se utiliza para separar un sólido suspendido (como un precipitado) del líquido en el que está flotando al hacerlos pasar a través de un medio poroso por el cual el líquido puede penetrar fácilmente. también se emplea para fines tan diversos como la preparación de café. Actividad experimental 1. lo que se desea recoger es el soluto y este no se descomponga por la acción del calor. d) Caliente la cápsula y separe el agua del NaCl por vaporización. Raúl A. La vaporización se sustenta en las diferentes temperaturas de ebullición de las sustancias que constituyen la mezcla. f) Continúe calentando hasta la eliminación total del agua.2 a la 1. En la vaporización se produce un cambio de estado del disolvente. Procedimiento para la actividad experimental: a) Prepare con suficiente tiempo una muestra de sal impura. e) Remueva la mezcla con un agitador cada cierto tiempo. cuando esto ocurre se le llama evaporación y sucede en la superficie del líquido. b) Deposite en una hoja de papel blanco dos porciones comparativas de sal pura y al lado sal impura. que pasa de líquido a gas. si la vaporización precisa de calentamiento intenso. b) Prepare una disolución con 7 g de NaCl disueltos en 25 ml de agua. bajo la acción del calentamiento solar. ella se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a una presión determinada. fundamentalmente. mezclando NaCl y arena lavada. Actividad experimental 1.6. Procedimiento para la actividad experimental: a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la vaporación. Salgado Labrada 12 .Manual de actividades experimentales de Química La vaporización es un método físico que se lleva a cabo. Sería conveniente preguntar primero a los alumnos los métodos que puede emplear para separar esta mezcla y utilizar un diálogo heurístico mientras realiza la demostración. es el método empleado para obtener la sal común en las salinas. para separar los componentes de una disolución. pues la mezcla que se va a separar en este caso. siempre y cuando. necesita más de un método de separación de los vistos anteriormente. c) Vierta la mezcla en una cápsula de porcelana. Tape la cápsula con un embudo invertido o un vidrio reloj cuando la mezcla comience a hervir para evitar salpicaduras y pérdida de sal. La vaporización del líquido puede realizarse a temperatura ambiente. entonces se produce la ebullición. Apuntes sobre el contenido: Revise los apuntes sobre el contenido de las actividades de la 1.5. Purificación de la sal de cocina. Manual de actividades experimentales de Química c) Observe cuidadosamente ambas muestras y advierta cuáles impurezas pueden ser separadas de la sal impura. d) Deposite en un vaso de precipitado un poco de sal impura y agregue agua a discreción. Mezcle con ayuda del agitador de vidrio. Se observará un enturbiamiento de la disolución. e) Deje reposar la disolución para que se produzca la sedimentación de la arena. 1.3.1. Decantación de la sal impura a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la decantación. b) Coloque la varilla de vidrio convenientemente para evitar desparramar el líquido fuera del vaso de precipitado colector. c) Comience a decantar la parte líquida de la mezcla cuidando que no que se trasvase el sólido depositado en el fondo del recipiente. En la parte líquida de la mezcla está contenido el NaCl, todavía impuro. 1.3.2. Filtración de la sal impura a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la filtración b) Coloque la varilla de vidrio convenientemente para evitar desparramar el líquido fuera del vaso de precipitado colector. Raúl A. Salgado Labrada 13 Manual de actividades experimentales de Química c) Comience a filtrar la parte líquida de la mezcla. En el embudo debe haber la cantidad de líquido que no llegue nunca a más de medio centímetro del borde superior del filtro, este atrapará los sedimentos de arena que aún quedan en la parte líquida de la sal impura. Si el líquido filtrado resulta turbio, es necesario filtrarlo nuevamente hasta que se obtenga la disolución de NaCl. 1.3.3. Evaporación de la disolución a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la vaporización b) Vierta en una cápsula de porcelana la disolución de NaCl que ha sido filtrada, y colóquela en un aro, sujeto a un soporte. c) Encienda el mechero, colóquelo debajo de la cápsula y tápela con un embudo invertido o un vidrio reloj para evitar que el líquido a evaporar no salpique durante la ebullición, con la consiguiente pérdida de sal. d) Remueva la mezcla con un agitador cada cierto tiempo. e) Continúe calentando hasta la eliminación total del agua. f) Compare la sal obtenida con la muestra pura mostrada inicialmente en la demostración. II) LOS NO METALES Y SUS PRINCIPALES COMPUESTOS Actividad experimental 2.1. Muestrario de algunos no metales comunes Apuntes sobre el contenido: Los no metales se encuentran en la naturaleza formando compuestos llamados minerales: sustancias naturales, homogéneas, de origen diverso, de composición química definida y que constituyen la corteza terrestre. Los no metales, de acuerdo con sus propiedades físicas, pueden ser a temperatura ambiente sólidos o gases, excepto el Br2 que es líquido; son malos conductores de la electricidad y el calor; los sólidos son frágiles (se rompen fácilmente al golpearlos); no son dúctiles ni maleables, son poco solubles en agua y generalmente no tienen brillo metálico. Sus temperaturas de fusión son muy variadas, pueden ser muy altas como el carbono (diamante) con 35530 C (mayor que la del tungsteno con 34230 C) y muy bajas como la del H2 con – 2590 C (menor que la del Hg que tiene – 80 C); entonces, los no metales son Raúl A. Salgado Labrada 14 Manual de actividades experimentales de Química depositarios de las sustancias con la mayor y con la menor temperatura de fusión que hay en la naturaleza1 . Sustancias no metálicas sólidas2 (representan el 62,6%). 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 No metal C B Si As Te At 2 Se S8 I2 P4 Color TF (0 C) negro negro gris gris metálico gris plateado gris metálico gris metálico amarillo gris violáceo Blanco plateado 3550 2076 1414 614 449 302 221 115 83 44 Tipo de Tipo enlace sustancia atómica covalente atómica covalente atómica covalente atómica covalente atómica covalente molecular covalente atómica covalente molecular covalente molecular covalente molecular covalente Sustancia no metálica líquida (representa el 6, 25%). 1 No metal Br2 Color TF (0 C) Marrón rojizo 83 Tipo de Tipo enlace sustancia molecular covalente Sustancias no metálicas gaseosas (representan el 31,25%). 1 2 3 4 5 No metal Cl2 N2 F2 O2 H2 Color TF (0 C) verde amarillo incoloro incoloro incoloro incoloro - 102 - 210 - 220 - 223 - 259 Tipo de Tipo enlace sustancia molecular covalente molecular covalente molecular covalente molecular covalente molecular covalente Los no metales no conducen la corriente eléctrica, excepto el carbono en forma de grafito. Estructura de los no metales 1 La sustancia más dura que existe en la naturaleza es el diamante con un valor de 10 en la escala de Mohs, que tiene un máximo de 10. La dureza es la oposición que ofrecen las sustancias a la penetración, la abrasión, el rayado, la cortadura, la s deformaciones permanentes, etc. También puede definirse como la cantidad de energía que ella absorbe antes de romperse o deformarse. 2 De las sustancias simples de los elementos químicos estables, hasta hoy descubiertos, el 86% son metales, el 10% son gases y el 4 % son líquidos. Raúl A. Salgado Labrada 15 Manual de actividades experimentales de Química 1. Estructura atómica (B, C, Si…). Los sólidos de redes no metálicas atómicas están formadas, exclusivamente, por átomos unidos entre sí por cortos y fuertes enlaces covalentes apolares en toda la extensión de la red (no hay moléculas), como ocurre con los átomos de C donde cada uno de ellos, a su vez, está unido a otros cuatro átomos, así el movimiento de los e - se restringe a una vibración; por eso, generalmente no conducen la electricidad ni el calor. Para separar los átomos fuertemente enlazados se necesita gran cantidad de energía; ello explica por qué tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición, además de su relativa dureza. 2. Estructura molecular (H2 , O2 , P4 , S8 …). Las sustancias moleculares con enlace covalente apolar se caracterizan por que las moléculas están unidas entre sí exclusivamente por débiles fuerzas atractivas intermoleculares, llamadas fuerzas de Van der Waals3 . Como son fuerzas débiles, para romperlas, se necesita poca energía; esto explica por qué tienen bajas temperaturas de fusión y ebullición, que sean de poca dureza y que sean gases o lquido a temperatura ambiente. Al igual que los sólidos de redes no metálicas atómicas, las moléculas internamente están unidas por enlaces covalentes apolares, por lo que el movimiento de los e- también se restringe a una vibración; por eso, no conducen la electricidad ni el calor. Procedimiento para la actividad experimental: 3 Las fuerzas de Van der Waals (en honor al químico neerlandés J. D. Van der Waals) es la fuerza atractiva o repulsiva entre las moléculas (o entre partes de una misma molécula). So n relativamente débiles comparadas con los enlaces químicos normales, pero juegan un rol fundamental en la formación de las diferentes redes atómicas y moleculares. Las fuerzas de Van der Waals tienen un componente atractivo que, a su vez, consiste de tres contribuciones distintas: fuerzas dipolo permanente-dipolo permanente (fuerzas de Keesom o interacciones dipolo-dipolo; fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido (fuerzas de Debye) y fuerzas dipolo inducido instantáneo -dipolo inducido (fuerzas de London). Raúl A. Salgado Labrada 16 que tiene variados colores: negro. poseen relativamente altos valores de energía de ionización y electronegatividad. presenten números de oxidación (+) o (-). Reacción del octazufre con el cobre Apuntes sobre el contenido: Los no metales apenas alcanzan el 15% de los elementos químicos que existen en la naturaleza. violáceo. diyodo. dioxígeno y dihidrógeno respectivamente. razón por la cual existen millones de compuestos químicos. por ser el elemento más electronegativo que presenta en todos sus compuestos 1-.(s) SO SR AR AO Raúl A. ¿Por qué esta versatilidad? Porque ellos se caterizan por tener 4. dinitrógeno. excepto el flúor. dibromo. son tan activos químicamente que son capaces de reaccionar con todos los metales y con los propios no metales.en el último nivel de energía. 6 o 7 e. N2 . amarillo. En el comportamiento de los no metales en sus diferentes reacciones químicas con los metales hay dos manifestaciones químicas de estos que son comunes a todos ellos: 1. octazufre. verde-amarillo o incoloros como en el caso del N2 .2.y originar iones (-). sin embargo. Esto hace que en sus compuestos. cuando reaccionan con los metales (y también con algunos no metales). Salgado Labrada 17 . marrón-rojizo. S 8 y I2 ). Luego ciérrelos bien con la ayuda de los tapones. 5. 1 2 3 4 5 6 7 8 Z 6 16 53 35 17 7 8 1 no metal carbono (C ) octazufre (S8 ) diyodo (I2 ) dibromo (Br2 ) dicloro (Cl2 ) dinitrógeno (N2 ) dioxígeno (O2 ) dihidrógeno (H2 ) apariencia negro amarillo violáceo marrón-rojizo verde-amarillo incoloro incoloro incoloro Actividad experimental 2. Ello va a permitir que los alumnos puedan observar que los no metales se presentan en la naturaleza en los tres estados físicos: sólidos (C. generalmente. el O2 y el H2 . 8 Cu0 (s) + S8 0 (g) = 8 Cu2+S2. Esto significa que todas las reacciones en la que participan los no metales son redox. Los no metales actúan exclusivamente como oxidantes: debido a la tendencia única de los no metales a ganar e-. O2 y H2 . les hace comportarse como agentes oxidantes (AO). N0 + n e = Nn2. líquido en el Br2 y gases como el Cl2 . Formación de aniones (-): debido a la relativa facilidad que tienen los no metales de ganar e . sea más o menos electronegativo. en dependencia del átomo del elemento al que se unen. dicloro.Manual de actividades experimentales de Química a) Tome ocho erlenmeyers pequeños y enumérelos del 1 al 8 y en ellos deposite muestras de carbono. El S8 y los halógenos (F2 . nitruros. Br2 . establece.Manual de actividades experimentales de Química A continuación se representan ejemplos de reacciones químicas de los no metales (S8 y algunos halógenos) con otros metales. que es aquella que está formado por un metal y un no metal. se disocian en sus respectivos iones. Las sales binarias (MX n ) de los halógenos cuando se disuelven el agua. 1) 2Li (s) + Cl2 (g) = 2LiCl(s) 2) 2Na (s) + l2 (g) = 2Nal(s) 3) 2K (s) + Br2 (g) = 2KBr(s) 4) Ca (s) + Br2 (g) = CaBr2 (s) 5) Mg (s) + Cl2 (g) = MgCl2 (s) 6) Zn (s) + l2 (g) = Znl2 (s) 7) Fe (s) + Cl2 (g) = FeCl2 (s) 8) 2Fe (s) +3Br2 (g) = 2FeBr3 (s) 9) 16Li (s) + S8 (s) = 8Li2 S(s) 10) 16Na (s) + S8 (s) = 8 Na2 S(s) 11) 16K (s) + S8 (s) = 8K2 S(s) 12) 8Ca (s) + S8 (s) = 8CaS(s) 13) 8Mg (s) + S8 (s) = 8MgS(s) 14) 8Zn (s) + S8 (s) = 8ZnS(s) La definición de la función química4 sal binaria. Salgado Labrada 18 . frente a las sales binarias típicas: los haluros. desde el punto de vista de su composición. las cuales tienden a reaccionar de formas semejantes. pero es importante discurrir en algunos aspectos interesantes respecto al comportamiento químico de estas. Cl2 . (Todas generan un solo producto). calentados o bajo ciertas condiciones. dando como resultado un hidróxido metálico y un gas. sin embargo. carburos y fosfuros. por ejemplo: CaC2 (s) + 2 H2 O = Ca(OH)2 (ac) + C2 H2 (g) Al4 C3 (s) + 12 H2 O = 4 Al(OH)3 (ac) + 3 CH4 (g) Mg3 N2 (s) + 6 H2 O = 3 Mg(OH)2 (ac) + 2 NH3 (g) AlN(s) + 3 H2 O = Al(OH)3 (ac) + NH3 (g) Ca3 P2 (s) + 6 H2 O = 3 Ca(OH)2 (ac) + 2 PH3 (g) CaS(s) + 2 H2 O = Ca(OH)2 (ac) + H2 S(g) Na2 S(s) + 2 H2 O = 2 NaOH(ac) + H2 S(g) Procedimiento para la actividad experimental: 4 Función química se define como el carácter químico constante o el conjunto de propiedades químicas generales afines que posee un grupo de sustancias. Raúl A. l2 ) reaccionan con la mayoría de los metales. generalmente se hidrolizan frente al agua. nitruros. conforme a la ecuación general MX n + H2 O = Mn+(ac) + nX1-(ac). carburos y fosfuros lo son. a TPEA. sulfuros. por lo tanto. los sulfuros. b) Acomode un fósforo de manera que quede en forma vertical. Procedimieto para la actividad experimental: a) Deposite una cucharadita de peróxido de sodio. Deje pasar unos segundos y luego apáguelo para que quede un punto de ignición. Ca(OH)2 (ac) + CO2 (g) = CaCO3 (s) + H2 O Raúl A. de forma inclinada. Aquí hay un alto contenido de carbono. Ecuación de la reacción: 8 Cu(s) + S8 (s) = 8 CuS(s) Actividad experimental 2. deposite un poquito de disolución de Ca(OH) 2 (agua de cal) o de de Ba(OH)2 (agua de barita).3. d) Introduzca la astilla de madera en el tubo de ensayo. la aparición de un precipitado (CaCO3 o BaCO3 ) confirmará la presencia de CO2 . c) Tome una astilla de madera y enciéndala por uno de sus extremos. e) Al frasco donde realizó la combustión. pues se produce una reacción triboquímica.Manual de actividades experimentales de Química a) Coloque en una cápsula una mezcla con una cucharadita de cobre con dos de octazufre. Ecuaciones de las reacciones: 1. tenga cuidado que esta puede ocurrir súbita e inesperadamente. sin fijar la llama. haciendo de mecha incendiaria. la parte del tubo de ensayo que contienen al Na2 O2 . El carbón arderá en el O 2 con una llama brillante. c) Encienda el fósforo (cerilla) y espere a que ocurra la reacción. C(s) + O2 (g) = CO2 (g) ΔH<0 Proporciona una atmósfera rica en O2 (g) ΔH<0 3. Tenga en cuenta que al mezclar ambos reactivos no puede provocar mucha fricción. Reacción de un no metal con un metal Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental anterior. Salgado Labrada 19 . en un soporte universal con la ayuda de nuez y pinza. Na2 O2 en el fondo de un tubo de ensayo y colóquelo. b) Encienda el mechero de alcohol y flamee. 2 Na2 O2 =2 Na2 O (s) + O2 (g) 2. Observará rápidamente la formación de una masa negra. el CuS. eso explica la reacción entre el dioxígeno y este no metal. aquella que se produce por fricción. Salgado Labrada 20 . analizadas estas individualmente. que la actividad química de ellos disminuye con el aumento del número atómico Z. con las sales haloideas. el dibromo y el diyodo. a otro halógeno menos activo que él. y otras sustancias. o sea. Estas sustancias simples reaccionan con los metales. En este sentido. También. c) diyodo con bromuros. permite predecir. Además. según sus actividades relativas? La respuesta se logra a través del análisis de la interacción entre los halógenos y sus compuestos en orden siguiente: a) dicloro con bromuros y yoduros. se reducen y oxidan a las sustancias con las que reaccionan y de las cuales toman los e-. veamos algunos de los datos más significativos planteados en el diflúor.4. varían de forma gradual a medida que aumenta el número atómico (Z). se puede observar que un elemento desplaza de sus compuestos a otros menos activos que él. ¿Qué se observa al llevar a cabo estas reacciones? Las reacciones que se producen pueden representarse por las siguientes ecuaciones: 2 NaBr(ac) + Cl2 (g) = Br2 (l) + 2 NaCl(ac) 2 NaI(ac) + Cl2 (g) = I2 (s) + 2 NaI(ac) 2 NaI(ac) + Br2 (g) = I2 (s) + 2 NaBr(ac) 2 NaF(ac) + Cl2 (g) = no reaccionan. Este resultado. cuando están en disolución. prueba una vez más.Manual de actividades experimentales de Química Actividad experimental 2.. El hecho de que pertenezcan a un mismo grupo indica que sus propiedades generales son similares. las propiedades de los demás elementos del mismo De acuerdo con la ley periódica. Cl2 . I2 . Por esta razón. La actividad del flúor al yodo también disminuye. Los halógenos al reaccionar ganan e-. todos reaccionan con el H2 . con alguna certeza. podemos hacer la siguiente pregunta: ¿Desplazará de sus compuestos un halógeno a otro. el conocimiento de las características generales de un elemento del grupo. responde afirmativamente a la pregunta anterior: Un halógeno desplaza de sus halogenuros. b) dibromo con yoduros. At 2 ) son no metales muy activos que pertenecen al grupo VII-A. decimos también. Br2 . lo cual puede resumirse de la siguiente forma: Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. además. De acuerdo con esto. que el poder oxidante de los halógenos disminuye del diflúor al diyodo. Acción del dicloro sobre bromuros y yoduros Apuntes sobre el contenido: Los halógenos (F2 . de acuerdo con esta ley. c) Como ambas disoluciones resultantes tienen colores parecidos. El dinitrógeno forma moléculas gaseosas diatómicas. Obtención de dinitrógeno a partir del aire Apuntes sobre el contenido: El dinitrógeno es una sustancia molecular simple no metálica. añádale un poquito de agua de cloro (que se prepara haciendo burbujear sostenidamente Cl2 en agua). Salgado Labrada 21 . Se emplea cuando es necesario Raúl A.5. entonces se podrá apreciar la presencia de cada halógeno de un modo definido. y violácea con el diyodo. incoloro. en otro. una coloración amarillomarrón ocasionada por la presencia de I2 . Es relativamente inerte. una disolución de KI. estos halógenos se pueden distinguir mejor si se añade a ambos tubos un poquito de CCl4 (o CS2 ) para disolverlos. La molécula puede representarse mediante la fórmula: El N2 es el componente principal de la atmósfera terrestre (78.Manual de actividades experimentales de Química a) Coloque en un tubo de ensayo una disolución de KBr y. Su densidad es 1. Ecuaciones de las reacciones: 2 KBr(ac) + Cl2 (g) = 2 KCl(ac) + Br2 (l) 2 KI(ac) + Cl2 (g) = 2 KCl(ac) + I2 (s) Actividad experimental 2. ya que el disolvente toma coloración rojiza con el dibromo. Se observará en el primer tubo de ensayo una coloración amarillo-rojiza por la presencia del Br2 . algo más pesado que el aire (1. b) Hágale pasar una corriente de dicloro. inodoro e insípido.25 g/ml. 5 La destilación fraccionada es un proceso físico utilizado en química para separar mezclas (generalmente homogéneas) de líquidos con un amplio intercambio de calor y de masa entre los vapores y los líquidos. y en el segundo.18 g/ml (a 25 °C). los dos átomos que la forman comparten tres pares de e-.1% en volumen) y se obtiene para usos industriales mediante la destilación fraccionada5 del aire líquido. o en su defecto. con lo que cada átomo adquiere configuración de gas noble. Es un gas a TPEA que constituye aproximadamente el 78% en volumen del aire. Una disolución acuosa saturada contiene un 45% en masa de amoníaco a 0 °C. incoloro y muy soluble en agua. como resultado de la disminución de la presión en su interior al ser consumido el O2 durante la combustión. dispuesto de forma conveniente en una vasija con agua. NH4 OH que tiene un marcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a los hidróxidos de los metales alcalinos. También se usa. se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y HNO 3 a gran escala. y bajo los efectos del calor. durante la fabricación de componentes electrónicos y del acero inoxidable. descomponiendo con cuidado. un vaso de precipitado invertido. y un 30% a temperatura ambiente. c) Encienda el fósforo y coloque sobre este. En el interior del recipiente queda principalmente N 2 .Manual de actividades experimentales de Química En el laboratorio se pueden obtener pequeñas cantidades de N 2 puro. Procedimiento para la actividad experimental: a) Tome una cristalizadota y vierta agua hasta completar una tercera parte del recipiente. por su baja reactividad. d) Aleje cuidadosamente el vaso deprecipitado tratando de conservar el gas interior e introduzca otro fósforo encendido y comprobará que no hay O2 . como atmósfera inerte en tanques de almacenamiento de líquidos explosivos. Algunos de los ejemplos más comunes son el petróleo.6. calor NH4 NO2 = N2 (g) + 2 H2 O También puede obtenerse fácilmente en el laboratorio pequeñas cantidades de este gas (impuro) a partir del aire mediante la combustión del O2 del aire contenido en un recipiente. Obtención del NH3 Apuntes sobre el contenido: El NH3 es un gas de olor picante. mezclado con pequeñas cantidades de otros gases del aire y de algunos productos de la combustión del fósforo. Raúl A. pero cercanos entre sí. NH4 NO2 . Se observará que el agua sube dentro del vaso de precipitado hasta aproximadamente una 1/5 parte de su volumen. el amoníaco se convierte en hidróxido de amonio. b) Sobre el agua coloque un fósforo. de modo que su borde quede apoyado en el fondo del recipiente. separar sustancias con temperaturas de ebullición diferentes. el nitrito de amonio. previamente insertado en una rodaja de corcho para que este flote. Salgado Labrada 22 . El N2 tiene amplia aplicación comercial en la obtención de NH3 por el proceso Haber. Actividad experimental 2. la producción de etanol y la obtención de dinitrógeno o dioxígeno. Disuelto en agua. por citar ejemplos. Llene varios recipientes y luego tápelos bien. esta síntesis se realiza a altas temperaturas para favorecer la energía cinética de las moléculas y aumentar así la velocidad de reacción. invirtiendo el frasco colector (el tubo de ensayo). b) Se calienta suavemente para que comience a desprenderse un gas que enseguida se percibe el olor que delata la presencia del gas NH3 . Aunque termodinámicamente la reacción es mejor a bajas temperaturas. En el laboratorio. puesto que tiene una elevada energía de activación. por ejemplo: 2 NH4 Cl(s) + Ca(OH)2 (ac) = CaCl2 (ac) + 2 H2 O + 2 NH3 (g) También puede obtenerse por acción del agua con algunos nitruros metálicos: Mg3 N2 (s) + 6 H2 O = 3 Mg(OH)2 (ac) + 2 NH3 (g) Procedimiento para la actividad experimental: a) En un matraz se colocan 5 g de NH4 Cl y se añaden 15 ml de una disolución concentrada de NaOH. N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) ΔHº = -46. Esto se resuelve utilizando un catalizador de óxido de hierro (III) que se reduce a hierro en una atmósfera de H2 y aumentando la presión. Ecuación de la reacción: Raúl A. consecuencia de la estabilidad del N 2 . Además. Observará que este se vuelve de color azul.Manual de actividades experimentales de Química Industrialmente el NH3 se obtiene exclusivamente por el método denominado “proceso Haber”. Salgado Labrada 23 . ya que esto favorece la formación del producto. el método más convincente para obtener el NH3 se basa en la reacción de una sal de amonio con una base fuerte. que consiste en la reacción directa entre el N2 y el H2 gaseosos. c) Recoja el gas.2 kJ/mol Es una reacción muy lenta. d) Puede también comprobar la presencia del gas colocando una tira de papel de tornasol humedecida en la boca del recipiente. se va retirando el amoníaco a medida que se va produciendo para favorecer todavía más la síntesis de productos. sin compartir que posee. Tiene una densidad de 0. Entonces. 2. porque el par de e. de marcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a los hidróxidos de los metales alcalinos. muy soluble en agua. Una disolución acuosa saturada contiene un 45% en masa de amoníaco a 0 °C. el del nitrógeno del NH3 . por su olor picante al desprenderse como amoníaco (es una propiedad organoléptica. Disuelto en agua. aquella que se puede detectar directamente por los sentidos). y un 30% a temperatura ambiente. el NH3 es una base porque acepta protones H+ y porque en disolución acuosa aporta iones OH-. El amoníaco (NH3 ) es el compuesto binario más importante del nitrógeno.compartidos proviene de un solo átomo. el amoníaco se convierte en hidróxido de amonio. Teoría que es también refrendada por Arrhenius al designar con los nombres de ácidos o bases a aquellas sustancias que se relacionan con las concentraciones de H+ y OHrespectivamente. Salgado Labrada 24 . al reaccionar con un ion H+ (protón hidrógeno) forma el NH4 + mediante un enlace covalente que recibe el nombre de enlace covalente coordinado. Luego entonces. Ello se revela en su propia estructura: el par de e. el NH3 acepta un protón H+ y de acuerdo con la teoría ácido-base de BronstedLowry. El ion NH4 + (o el NH3 ) se puede identificar de varias formas. por ejemplo.73 g/ml. en el cual cada átomo de nitrógeno comparte tres átomos de hidrógeno. incoloro. Es un compuesto covalente polar.7. Entre otras son: 1. es una base. Detección del NH3 y su basicidad Apuntes sobre el contenido: El amoníaco. por su reacción alcalina al ponerse en contacto con un papel indicador de pH humedecido. NH3 es gas de olor picante.Manual de actividades experimentales de Química NH4 Cl(s) + NaOH(ac) = NaCl(ac) + H2 O + NH3 (g) Actividad experimental 2. ya que tiene múltiples aplicaciones. Raúl A. La estructura de su molécula tiene cierta semejanza con la del agua y se puede representar de la siguiente forma: Una de las propiedades químicas más acentuadas del NH3 es su carácter básico. NH 4 OH. Salgado Labrada 25 . b) Esta actividad experimental se puede hacer añadiendo unas gotas de fenolftaleína a un tubo de ensayo que contenga un poquito de disolución de amoníaco. c) Caliente suavemente la cápsula.(ac) Otra vía de indagación: a) Tome una pequeña cantidad de cloruro de amonio NH4 Cl y deposítelo en una cápsula de porcelana. indicando la presencia de iones OH-.Manual de actividades experimentales de Química 3. lo que demuestra que el NH3 es una base. Coloque una tira de papel de tornasol humedecida en la boca del recipiente. por los humos blancos de NH4 Cl que forma cuando sus vapores se ponen en contacto con los de HCl(g) Procedimiento para la actividad experimental: a) Tome un recipiente (debe ser preferentemente un erlenmeyer para crear mayor volumen de gas NH3 desprendido) que contenga una disolución de amoníaco. ya que como sabemos. d) Ecuación de la reacción: 2 NH4 Cl(s) + Ca(OH)2 = CaCl2 (s) + 2 H2 O(g) +2 NH3 (g) Raúl A. Observará que este se vuelve de color azul. Se observará que se enrojece. Se percibe el olor picante que caracteriza al amoníaco. al disolverse en agua aumenta la c(OH-): NH3 (g) + H2 O NH4 +(ac) + OH. b) Añada unas gotas de una disolución saturada (concentrada) de Ca(OH)2 . cerca de 1200 volúmenes de NH3 (45% en masa) y cerca de 700 volúmenes del mismo a 20ºC. su solubilidad en agua es superior a la de todos los gases: un volumen de agua absorbe. generalmente. Apuntes sobre el contenido: La solubilidad del amoníaco en agua es una de las propiedades físicas más notable de esta sustancia. en reacciones de tres tipos: de adición. Destape el tubo que contiene el NH3 y observará que el agua sube a su interior al disolverse en el gas. (30%).9. el ion NH4 + desempeña el papel de metal monovalente. este carácter se manifiesta. Como se observa la solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura. De estas las más importantes son las de adición.91 g/ml y contiene un 25% en masa de NH3 . la disolución electrolítica de NH4 OH tiene un carácter marcadamente básico: NH4 OH(ac) NH4 +(ac) + OH-(ac) (2) Sumando las ecuaciones 1 y 2 nos podemos hacer una idea general del equilibrio que hay en una disolución acuosa de NH3 : H2 O(g) + NH3 (g) Raúl A. Actividad experimental 2. Procedimiento para la actividad experimental: En una cristalizadota vierta agua hasta la mitad de su capacidad y añada unas gotas de fenolftaleína. al tiempo que la disolución se enrojece. de desplazamiento de hidrógeno y de oxidación. Reacción entre el NH3 (g) y el HCl(g) Apuntes sobre el contenido: El NH3 es un compuesto químico muy activo. Introduzca en el agua un tubo de ensayo invertido (boca abajo) que contenga NH3 (g) y previamente tapado con una lámina de acetato. Por disolución del NH3 en agua tiene lugar la formación del NH4 OH. La disolución concentrada de amoníaco común tiene. Solubilidad del NH3 en agua. plástico o vidrio.Manual de actividades experimentales de Química H2 O(g) + NH3 (g) = NH4 OH(ac) Actividad experimental 2. Salgado Labrada NH4 +(ac) + OH-(ac) NH4 OH(ac) 26 . H2 O(g) + NH3 (g) NH4 OH(ac) (1) En este compuesto. fundamentalmente. Por esto. una densidad de 0.8. a 0ºC. Se observará la formación de una niebla blanca de pequeñas partículas de NH4 Cl(s). oxida a los metales para dar el nitruro correspondiente. a la derecha por el efecto de combinación de los iones OH-. por ejemplo. Como esta disolución contiene relativamente poco iones OH-.10-5 ). y en las disoluciones se encuentran muy disociadas en sus respectivos iones. Casi todos solubles en agua. Procedimiento para la actividad experimental: a) Acerque un frasco con ácido clorhídrico concentrado (que estará desprendiendo vapores de HCl) a otro frasco que contenga NH4 OH concentrado (que también estará desprendiendo NH3 ). Salgado Labrada 27 . el NH4 OH se considera una base débil (K = 2. tiene propiedades reductoras y oxidantes. 3 NH3 (g) + 3 H2 O + FeI3 (ac) = 3 NH4 I(ac) + Fe(OH)3 (s) 2 NH3 (g) + 2 H2 O + CoSO4 (ac) = (NH4 )2 SO4 (ac) + Co(OH)2 (s) 2 NH3 (g) + 2 H2 O + Ni(NO3 )2 (ac) = 2 NH4 NO3 (ac) + Ni(OH)2 (s) Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. como el de cobre (II) para producir cobre metálico. También las disoluciones amoniacales reaccionan con sales para formar otras sales amoniacales e hidróxidos insolubles. la disolución acuosa de amoníaco despide fuerte olor al mismo. dando lugar a la formación de sales amoniacales. Estas no son reacciones redox. Actividad experimental 2. La adición de ácidos desplazan los equilibrios que acabamos de citar. mientras que puede reducir a un óxido.10. Reacción de las disoluciones de NH3 con las sales Apuntes sobre el contenido: El NH3 es un compuesto químicamente activo.Manual de actividades experimentales de Química Debido al establecimiento de estos dos equilibrios. H2 SO4 (l) + 2 NH3 (g) = (NH4 )2 SO4 (s). ello constituye un método para la obtención de hidróxidos de este tipo. HNO3 (l) + NH3 (g) = NH4 NO3 (s). en dependencia de con quien reaccione. De hecho. Tanto el ion NH4 + como la mayoría de las sales son incoloras. por ejemplo: HCl(g) + NH3 (g) = NH4 Cl(s). azul en el tubo # 2 y verde en el tubo # 3. Raúl A.11. ocupa el 85. se licúa el aire y se deja evaporar. ya sea en estado libre o combinado. incluyendo los seres humanos. quedando el dioxígeno en estado líquido. el peróxido de bario o de sodio. constituye el 21% en volumen que representa el 23 % en masa de la atmósfera. bajo estas mismas condiciones 1 l de agua solo disuelve 30 ml de dioxígeno. El O2 se obtiene en el laboratorio a partir de ciertas sales como el permanganato o clorato de potasio. el dinitrógeno es más volátil y se evapora antes. 2 y 3) y deposite en cada uno de ellos. b) A cada tubo de ensayo añada varias gotas de disolución de amoníaco hasta observar la aparición de un precipitado pardo-rojizo en el tubo # 1. Obtención y propiedades del O2 (g) Apuntes sobre el contenido: El dioxígeno (O2 ) es la sustancia más abundante en la Tierra. El O2 representa un 60% del cuerpo humano. Los métodos industriales más importantes para la obtención de dioxígeno son la electrólisis del agua y la destilación fraccionada de aire líquido.8% de oxígeno) y el 46. respectivamente. CuSO4 y NiSO4 .Manual de actividades experimentales de Química a) Rotule tres tubos de ensayo (1. Se encuentra en todos los tejidos vivos. Es poco soluble en agua. para mantenerse con vida.429 g/l a 0 °C. sin pérdida apreciable.7% en masa de la corteza terrestre como componente de la mayoría de las rocas y minerales. Casi todas las plantas y animales. dando lugar a reacciones que. por lo general van acompañados de calor y la formación del óxido correspondiente. tiene un punto de ebullición de -182. Salgado Labrada 28 . Ecuaciones de las reacciones: Tubo # 1: 3 NH3 (g) + 3 H2 O + FeCl3 (ac) = 3 NH4 Cl(ac) + Fe(OH)3 (s) Tubo # 2: 2 NH3 (g) + 2 H2 O + CuSO4 (ac) = (NH4 )2 SO4 (ac) + Cu(OH)2 (s) Tubo # 3: 2 NH3 (g) + 2 H2 O + NiSO4 (ac) = (NH4 )2 SO4 (ac) + Ni(OH)2 (s) Actividad experimental 2. requieren dioxígeno.4 °C y. 3 ml de disoluciones de FeCl3 . El dioxígeno a presión atmosférica. En el aire líquido. luego este se almacena y se transporta en forma líquida o gaseosa.8% en masa de los océanos (el agua pura contiene un 88. por lo que puede recogerse por desplazamiento de la misma. una densidad de 1.96 °C y de fusión de -218. En este último método. El dioxígeno tiene la capacidad de combinarse con muchos metales y no metales. Este volumen que se disuelve es lo suficiente como para que los peces y las plantas acuáticas lo utilicen para su respiración. 1. 8. arrastre partículas de KMnO4 . b) Coloque en el tubo de ensayo grande. 5. 2) 2 Mg(s) + O2 (g) = 2 MgO(s) 3) 2 Ca(s) + O2 (g) = 2 CaO(s) 4) 2 Ba(s) + O2 (g) = 2 BaO(s) 5) 2 Zn(s) + O2 (g) = 2 ZnO(s) 6) 4 Al (s) + 3 O2 (g) = 2 Al2 O3 (s) 7) 4 Cu(s) + O2 (g) = 2 Cu2 O(s) 8) 2 Cu(s) + O2 (g) = 2 CuO(s) 9) 2 Fe (s) + O2 (g) = 2 FeO(s) 10)4 Fe(s) + 3 O2 (g) = 2 Fe2 O3 (s) Ejemplo de reacciones del dioxígeno con los no metales: 2. O2 (g) + 2 H2 (g) = 2 H2 O(g) 8 O2 (g) + S8 (s) = 8 SO2 (g) 12 O2 (g) + S8 (s) = 8 SO3 (g) O2 (g) + N2 (g) = 2 NO(g) O2 (g) + 2 C(s) = 2 CO(g) O2 (g) + C(s) = CO2 (g) 5 O2 (g) + P4 (s) = P4 O10 (s) (Es un dímero) O2 (g) + 2 C(s) = 2 CO(g) Procedimiento para la actividad experimental: 7. KMnO4 hasta aproximadamente ¼ de su volumen. c) Coloque una pequeña porción de algodón o lana de vidrio en la entrada del tubo de desprendimiento. 4. Raúl A. A partir de la descomposición térmica del KMnO4 a) Monte un aparato como el que anteriormente se representa. siempre cuidando que no obstruya demasiado la salida del gas. 6.15. utilizando los aditamentos y accesorios necesarios. 7. 3.Manual de actividades experimentales de Química Ejemplo de reacciones del dioxígeno con los metales: 1) 4 Me(s) + O2 (g) = 2 Me2 O(s) (Me = metal alcalino). Salgado Labrada 29 . d) Eche agua en una cuba hasta un poco más de la mitad. para evitar que el O2 que se produce. 9. tápelo bajo la superficie del agua. h) Cuando todos los tubos estén llenos de O2 . 7. en un tubo de ensayo. g) Cuando el tubo de ensayo se llene totalmente de O2 . Introduzca en uno de los tubos de ensayo la salida del tubo de desprendimiento y recoja el O2 por desplazamiento de agua. También puede hacerse con el Na2 O2 siguiendo los mismos procedimientos. A partir de la descomposición del H2 O2 Raúl A. f) Caliente suavemente el KMnO4 que está en el tubo de ensayo inicial. acetato o plástico. Deje escapar las burbujas de aire contenido en el interior del aparato. A partir de la descomposición térmica del KClO3 o del Na2 O2 . Siga los mismos pasos que la actividad experimental anterior.15.3). Salgado Labrada 30 . Llene de la misma forma los restantes tubos de ensayo. para evitar que se produzca la reabsorción del agua al enfriarse el tubo de ensayo original. se retira primero el tubo de desprendimiento de la cuba y después suspenda el calor.15. Ecuaciones de la reacción: MnO 2.2. colóquelos invertidos en la cuba.Manual de actividades experimentales de Química e) Llene de agua cinco tubos de ensayo y tápelos con una placa de vidrio. puede efectuar la reacción. retire la placa con que los tapó. Una vez aquí. calor 2KClO3 (s) = 2 KCl(s) + 3 O2 (g) calor 2 Na2 O2 (s) = 2 Na2 O(s) + O2 (g) (Ver la actividad experimental 2. rétirelo de la cuba y colóquelo sobre una gradilla en posición normal y tapado. Con el aparato y el procedimiento anterior. sin que queden burbujas de aire en su interior. Caliéntelo suavemente. Coloque una pequeña cantidad de mezcla de KClO3 y MnO2 como catalizador.3. Ecuación de la reacción: calor 2 KMnO4 (s) = K2 MnO4 (s) + MnO2 (s) + O2 (g) 7. 4. d) Llene de agua cinco tubos de ensayo y tápelos con una placa de vidrio. acetato o plástico. retire la placa con que los tapó. Inmediatamente observará el desprendimiento de O2 (g). g) Cuando el tubo de ensayo se llene totalmente de O2 . Comburencia e identificación Introduzca en uno de los tubos de ensayo que contiene O2 una astilla de madera con un punto de ignición.1. c) Eche agua en una cuba hasta un poco más de la mitad.4.15. colóquelos invertidos en la cuba.15. utilizando los aditamentos y asccesorios necesarios. Salgado Labrada 31 . Propiedades del dioxígeno 7. Introduzca en uno de los tubos de ensayo la salida del tubo de desprendimiento y recoja el O2 por desplazamiento de agua. tápelo bajo la superficie del agua. Llene de la misma forma los restantes tubos de ensayo. b) Deposite en el fondo del erlenmeyer 3 o 4 g de MnO2 (s) y llene el embudo separador con H2 O2 al 3%. f) Deje escapar las burbujas de aire contenido en el interior del aparato. Ecuación de la reacción: MnO 2 2 H2 O2 (l) = 2 H2 O(l) + O2 (g) 7. Una vez aquí. sin que queden burbujas de aire en su interior.Manual de actividades experimentales de Química a) Monte un aparato como el que anteriormente se representa. si la llama se aviva. h) Deje finalizar la reacción. e) Deje caer poco a poco el agua oxigenada sobre el MnO2 (es el catalizador). rétirelo de la cuba y colóquelo sobre una gradilla en posición normal y tapado. Raúl A. ello indica la presencia de O2 . Al frasco donde efectuó la combustión añada 2 ml de disolución de Ca(OH)2 o de Ba(OH)2 . que resulta fácilmente extraíble.4. 2 Fe(s) + 3 O2 (g) = Fe2 O3 (s) Actividad experimental 2. por lo que puede recogerse por desplazamiento de la misma. olor y solubilidad Preguntar a los alumnos el color y la solubilidad de las sustancias.Manual de actividades experimentales de Química 7. Debe tenerse mucho cuidado. Ecuación de la reacción: Ca(OH)2 (ac) + CO2 (g) = CaCO3 (s) + H2 O 7. puede ser preguntando: ¿Por qué las plantas acuáticas y los peces pueden vivir en el agua? 7. El agua lo contiene en un 11% en masa y la arcilla. Obtención y propiedades del H2 (g) Apuntes sobre el contenido: Diferentes elementos químicos.2. Esto servirá para comprobar la presencia de CO2 . bien por licuación de los demás componentes del gas. como el cinc: Raúl A. CH4 (g) + H2 O = CO(g) + 3 H2 (g) Otros métodos importantes para la producción de H2 incluyen la oxidación parcial de muchos hidrocarburos: 2 CH4 (g) + O2 (g) = 2 CO(g) + 4 H2 (g) En el laboratorio se obtiene principalmente por la acción de ácidos diluidos sobre los metales activos. Combustión del hierro Intoduzca en un frasco lleno de dioxígeno un pedacito de lana de acero (o un alambre fino). El H2 es ligeramente soluble en agua.899 g/ml.3. calentado previamente al rojo.5%.4. Industrialmente se producen grandes cantidades de H2 a partir de los combustibles gaseosos.15. pues el Fe 2 O3 formado puede romper el tubo de ensayo. 1 l de ella disuelve solo 21 ml de este gas. Salgado Labrada 32 .15. bien por conversión catalítica del CO en CO2 . Color. a una temperatura de entre 700 °C y 1100 °C. combinados con el hidrógeno forman un sinnúmero de compuestos diferentes. pero las más económicas implican su extracción a partir de hidrocarburos.15. llamar a uno de ellos para que huela el contenido de uno de estos tubos de ensayo. insípida. sin pérdida apreciable.4. para evitar esto. El H2 puede obtenerse de distintas maneras. del gas natural y de hulla. Tiene una densidad de 0. una sustancia gaseosa muy reactiva reactiva.4. en un 1.12. no debe dejar que toque las paredes y colocar un poco de arena en el fondo del recipiente. El H2 se separa del vapor de agua. El H2 común se produce generalmente mediante el reformado con vapor de gas natural. Este proceso consiste en la reacción de una corriente de vapor de agua con metano para originar CO e H2 . incolora e inodora. La solubilidad se abordará por vía indirecta. Este elemeto químico forma al dihidrógeno. Combustión con el carbono Repita el experimento anterior empleando un pedacito de carbón de madera. d) Deje caer en el embudo poco a poco el HCl sobre el metal Inmediatamente observará el desprendimiento de H2 . el Sr. colóquelos invertidos en la cuba. e) Deje escapar las burbujas de aire contenido en el interior del aparato. a temperatura ambiente para dar H2 y el hidróxido metálico correspondiente: 2 Na(s) + 2H2 O = 2 NaOH(ac) + H2 (g) Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque granallas de Zn a discreción y un embudo. g) Deje finalizar la reacción. retire la placa con que los tapó.Manual de actividades experimentales de Química Zn(s( + 2 HCl(ac) = ZnCl2 (ac) + H2 (g) Fe(s) + H2 SO4 (ac) = FeSO4 (ac) + H2 (g) También los metales activos como el Ca. sin que queden burbujas de aire en su interior. Su nombre viene de su inventor. h) Si acerca un fósforo encendido a la boca del frasco colector que contiene H2 . f) Cuando el frasco se llene totalmente de H2 . se produce una pequeña detonación al reaccionar enérgicamente con el O2 del aire (se conoce como chasquido del perro). b) Eche agua en una cuba hasta un poco más de la mitad. El H2 se obtiene frecuentemente en el aparato de Kipp o generador de Kipp: recurso de laboratorio usado para la obtención de pequeños volúmenes de gases en frío. Raúl A. acetato o plástico. el Ba y los metales alcalinos. son capaces de desplazar al H del agua. tápelo bajo la superficie del agua. Salgado Labrada 33 . Una vez aquí. rétirelo de la cuba y colóquelo sobre una gradilla en posición normal y tapado. Llene de la misma forma los restantes frascos. Introduzca en uno de los frascos la salida del tubo de desprendimiento y recoja el H2 por desplazamiento de agua. c) Llene de agua cinco frascos y tápelos con una placa de vidrio. cuidando que el vástago de este quede siempre debajo de la superficie líquida contenida en el erlenmeyer. empujando el ácido de vuelta a la cavidad superior hasta que deja de estar en contacto con el cin. Obtención del Cl2 . Cuando ella está cerrada. hasta perforarlo) y deposite pedacitos de vidrio en el fondo de este. la presión del gas en la cavidad central aumenta. en este caso. La cavidad central tiene un tubo con una válvula utilizada para la extracción del gas obtenido. con un vidrio fusible acoplado a él y a una extensión de manguera de goma con una llave de Mohr. luego que se abre la pinza de Mohr. Actividad experimental 2. La sustancia sólida. Los aparatos de Kipp suelen estar hechos de vidrio o polietileno. se coloca en la cavidad del medio y el ácido en la superior. Un tubo se extiende de la cavidad superior a la inferior. e) Introduzca el tubo de ensayo en el frasco con HCl. Obtención de H2 con un aparato de Kipp “casero” a) Tome un frasco de boca ancha al cual le agrega HCl o salfumante hasta la mitad de su volumen aproximadamente. b) Tome un tubo de ensayo previamente perforado en el fondo (para ello aplique calor en él y golpee suavemente con un clavo por fuera. y la obtención de de H2 (g) mediante la reacción de HCl(ac) con un metal apropiado. Salgado Labrada 34 . Observará inmediatamente el desprendimiento de H2 . Apuntes sobre el contenido: Raúl A. por ejemplo el Zn. la preparación de CO2 mediante la reacción de HCl con CaCO3 . y la reacción cesa.13. Sus usos más comunes son la preparación de H2 S mediante la reacción de H2 SO4 con FeS. c) Encima de los pedacitos de vidrio. d) Cierre herméticamente el tubo de ensayo con un tapón monohoradado. el cual se puede recoger por desplazamiento de agua en una cuba.Manual de actividades experimentales de Química Petrus Jacobus Kipp. El aparato consiste en tres cavidades dispuestas una encima de la otra. hermetícelo. deposite granallas de cinc (o de otro metal activo). Se observará que se empieza a depositar en el frasco colector el Cl2 . lo que se puede notar por el olor típico que adopta la disolución (agua de cloro).14. MnO2 (s) + 4 HCl(ac) = MnCl2 (s) + 2 H2 O + Cl2 (g) 2 KMnO4 (s) + 16 HCl(ac) = 2 MnCl2 (s) + 2 KCl(ac) + 8 H2 O + 5 Cl2 (g) Procedimiento para la actividad experimental: a) Arme un aparato como el anterior. pequeñas cantidades en el aire provocan tos y.14 g/ml) y tiende ir al fondo de este. En el laboratorio se obtiene. El frasco se dispone boca arriba y tapado ligeramente. Salgado Labrada 35 . utilizando los aditamentos y accesorios necesarios. de color verde-amarillento. Esta reacción ocurre a temperatura ambiente. este se disolverá. 20 ml de HCl o salfumante. HCl(g) que se arrastra desde el balón generador. es tóxico. en mayores proporciones puede producir hasta la muerte. sin embargo. f) Para concluir la actividad experimental se coloca agua en el extremo del tubo de desprendimiento y se hace burbujear por ella el Cl2 .Manual de actividades experimentales de Química El método industrial más importante para obtener Cl2 consiste en la electrólisis de una disolución concentrada de NaCl. generalmente. c) Caliente suavemente la mezcla reaccionante para que la reacción se verifique totalmente. Nunca trate de oler este gas que. como todos los halógenos. Reacción del Cl2 con los metales Apuntes sobre el contenido: Raúl A. Actividad experimental 2. d) El frasco lavador intermedio contiene agua para disolver el cloruro de hidrógeno. es necesario calentar la mezcla reaccionante. respirado en cierta cantidad irrita las vías respiratorias. b) Eche 10 g de MnO2 en el fondo de un balón y por el embudo vierta sobre este. al hacer reaccionar MnO2 o KMnO4 con HCl(ac). ya que el Cl2 es más denso que el aire (3. para que se produzca en su totalidad. 15. su solubilidad en agua es superior a la de todos los gases. a 0ºC. en ausencia de humedad. arde al ser sumergido en un frasco que contenga Cl2. y por eso. de olor picante y sofocante. b) Caliéntelo intensamente en la llama del mechero y sumérjalo inmediatamente en un frasco que contenga Cl2 (g). variando de unos a otros la intensidad de la reacción. sin embargo. formando un compuesto de color carmelitarojizo. Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en la punta de una varilla apropiada.27 respecto a este). A TPEA es un gas más denso que el aire (1. el Cl2 prácticamente no actúa sobre el hierro. Ecuación de la reacción: 2 Fe(s) + 3 Cl2 (g) = 2 FeCl3 (s) Cu(s) + Cl2 (g) = CuCl2 (s) En este caso. Actividad experimental 2. un pedazo de estopa. Es un compuesto tóxico. pero cuando se calienta. el sodio puesto en dicloro seco se combina lentamente. El hierro en polvo. Salgado Labrada 36 . Se combina con casi todos los metales para formar cloruros. excepto al amoníaco: un volumen de agua absorbe. típico del cloruro de cobre (II).Manual de actividades experimentales de Química El Cl2 es una sustancia muy reactiva químicamente. cerca de 500 volúmenes de HCl y cerca de 300 volúmenes del mismo a 20ºC. Observará la formación de un compuesto de color carmelita-rojizo que revela la formación del cloruro de hierro (III). análogamente lo hace con el hierro o con el cobre. corrosivo. por ejemplo. previamente calentado. arde con llama brillante. Como se observa la solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura. formando NaCl. formado por un átomo de cloro unido a uno de hidrógeno. puede guardarse y transportarse en cilindros o tubos de hierro o acero. alambre o polvo de hierro enredado en ella (en la varilla). La solubilidad del cloruro de hidrógeno en agua es una de las propiedades físicas más notable de esta sustancia. Raúl A. Obtención del HCl(g) Apuntes sobre el contenido: El cloruro de hidrógeno es un compuesto químico de fórmula HCl. el FeCl3 . se produce un humo de color pardo. El alambre puede ser de cobre metálico. donde se calienta al rojo. con aspecto de humo.Manual de actividades experimentales de Química En su forma anhidra. calor NaCl(s) + H2 SO4 (conc) 2 NaCl(s) + H2 SO4 (conc) = calor = HCl(g) + NaHSO4 (s) 2 HCl(g) + Na2 SO4 (s) En el laboratorio se obtiene habitualmente por este método. produciéndose la segunda reacción. El HCl(g) se obtiene industrialmente por combinación directa de H2 (g) y Cl2 (g) conseguidos como subproductos en la obtención del NaOH por electrólisis del NaCl. al 10-12% se le conoce con el nombre de salfumante en Cuba y otros países de habla hispana y portuguesa. el oro. la segunda etapa. liberando vapores blancos de cloruro de amonio. la mezcla de estas sustancias se lleva a otra retorta. Una vez terminada la primera etapa. esencialmente. A TPEA la concentración máxima es de aproximadamente 37% como ya se expresó. calor 2 NaCl(s) + H2 SO4 (conc) = 2 HCl(g) + Na2 SO4 (s) Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. El Cl2 (g) se quema en exceso de H2 (g) en quemadores especiales. verificándose. Reacciona con el NH3 (g). y produce HCl(g) y NaHSO4. pero en pequeña escala. Salgado Labrada 37 . calor H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl(g) También se obtiene industrialmente tratando NaCl con H2 SO4 concentrado en grandes retortas de hierro colado (en aplicaciones industriales. la primera se desarrolla a temperatura relativamente baja. HCl(ac). pero en presencia de humedad produce vapores de HCl(ac) que atacan a la mayoría de los metales exceptuando la plata. Cuando se encuentra en solución acuosa se le llama ácido clorhídrico. no ataca metales ni aleaciones. una retorta es un vaso hermético en el cual las sustancias se calientan mediante una reacción química produciendo sustancias gaseosas que se condensan en un "cuello" largo inclinado hacia abajo y se recogen luego en una vasija apropiada). el platino y el tántalo. ya que es fumante al aire húmedo. La reacción ocurre en dos etapas. El ácido clorhídrico comercial. de diminutas gotas de ácido clorhídrico. es decir. El HCl(g) se encuentra en las emanaciones de vapores en los volcanes y en forma de HCl(ac) en el jugo gástrico. densos de color blanco. que forma vapores corrosivos. la reacción no puede invertirse. solo basta con burbujear y disolver el gas obtenido en agua destilada. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A.Manual de actividades experimentales de Química a) Arme un aparato como el representado anteriormente. Como el HCl(g) es insoluble en H2 SO4 y se separa de la mezcla reaccionante. b) Coloque 10 g de NaCl en el fondo del balón. Si se quiere obtener ácido clorhídrico. mientras se calienta suavemente. precipita el NaCl. El surtidor de ácido clorhídrico Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental anterior. sin embargo. si se disuelve el HCl(g) en una disolución saturada. y se hace prácticamente completa. de NaHSO4 . Salgado Labrada 38 . pues la sal común es poco soluble en ácido clorhídrico concentrado. c) Vierta poco a poco H2 SO4 concentrado sobre la sal depositada en el fondo del balón. Inmediatamente se observará el des desprendimiento del gas. utilizando los aditamentos y accesorios necsarios. d) Recoja el HCl(g) en el erlenmeyer por desplazamiento del aire. Actividad experimental 2.16. ). por eso. etc. El H2 SO4 es un líquido oleaginoso incoloro cuando está puro. si es rojo congo. Salgado Labrada 39 . por su amplísima aplicación. Es soluble en agua y muy higroscópico. por lo que se utiliza como desecante. c) Coloque el erlenmeyer B. Generalmente se obtiene a partir de SO2 . por oxidación con HNO2 o HNO3 mediante el método de las cámaras de plomo. b) Coloque en el erlenmeyer A. HCl(g) incoloro H 2O HCl(ac) rojo Actividad experimental 2. Propiedades ácidas y oxidantes del H2 SO4 frente a los metales Apuntes sobre el contenido: El ácido sulfúrico es la sustancia que más se produce en el mundo. Es importante señalar que en su avidez por el agua desprende considerable cantidad de calor. que contiene HCl(g) en la posición que indica la figura. Acóplelo al frasco A y a una jeringa (puede ser a un gotero). e) El indicador cambia de color y se enrojece si es metilnaranja o tornasol y azul. pero en frascos que se destapan con frecuencia no tardan en adquirir un color pardo oscuro. a las cuales carboniza y por la interacción con las propias tapas que lo cubren. que se afirma que su consumo constituye un índice de desarrollo económico de un país. Inmediatamente se forma un surtidor de agua que proveniente del frasco A. lo que indica la presencia de una disolución ácida. utilizando los aditamentos y accesorios necesarios. tanto es así. d) Empuje levemente la jeringa para hacer llegar agua al frasco B. También se obtiene por la reacción directa del SO2 con el O2 en presencia de un Raúl A. debido a la acción que ejerce sobre las sustancias orgánicas que hay en el ambiente en forma de polvo. añadiendo siempre el ácido concentrado al agua en pequeñas porciones. cuando son fabricadas de materiales orgánicos susceptibles a la acción de él. debido a la gran solubilidad del HCl(g) contenido en el erlenmeyer B que crea la diferencia de presión en ambos recipientes. agua hasta aproximadamente la mitad de su volumen y añada unas gotas de metilnaranja (puede ser tornasol. la preparación del H2 SO4 con agua debe efectuarse con mucho cuidado.Manual de actividades experimentales de Química a) Arme un aparato como el representado anteriormente.17. rojo congo. agitando continuamente para que toda el agua absorba el calor desarrollado. El H2 SO4 frente a los metales puede reaccionar en dos formas: como ácido y como oxidante. pueden resistir luego la acción del ácido diluido. manifestando sus propiedades ácidas: H2 SO4 (dil) + Zn(s) = ZnSO4 (ac) + H2 (g). Salgado Labrada 40 . Aquí el ion S6+del anión SO4 2. mientras que el que contiene Cu. Este fenómeno designado con el nombre de pasivación. 2 H2 SO4 (conc) + 2 Fe(s) = Fe2 O3 (s) + SO3 (g) + 2 H2 O Procedimiento para la actividad experimental: 7. dióxido de azufre y agua: 2 H2 SO4 (conc y caliente) + Zn(s) = ZnSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2 O(g). reacciona con casi todos los metales de la serie de actividad. Raúl A. al actuar sobre el Fe o el Al. cesando la reacción apenas iniciada. Carácter ácido del H2 SO4 . Ello permite utilizar recipientes hechos de estos metales para transportar H2 SO4 y HNO3 . solo produce un ataque momentáneo. quedando dichos metales en un estado llamado pasivo. reacciona con los metales activos para dar la sal correspondiente y H2 (g). Aquí el H+del H2 SO4 es quien se reduce a H2 . particularmente. deposite un pedacito (o granallas) de Zn y Cu respectivamente. el H2 SO4 posee propiedades que lo distinguen de otros ácidos. no ocurre cambio alguno.1. pues entonces. En esta reacción se forma la sal correspondiente. El H2 SO4 muy concentrado. H2 SO4 (dil) + Cu(s) = no ocurre la reacción porque el ácido no lo hace con los metales situados después del hidrógeno en la serie de actividad de los metales. es por eso que manifiesta propiedades oxidantes. a) En dos tubos de ensayos diferentes. mediante el método de contacto. para luego hacerlo reaccionar con el agua y formar el H2 SO4 . 2 H2 SO4 (conc y caliente) + Cu(s) = CuSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2 O(g). Se observará un desprendimiento de gas en el tubo que contiene el pedacito de Zn. Ahora bien.es quien se reduce a S4+en el SO2 . Diluido.Manual de actividades experimentales de Química catalizador (Pt).21. oxidando incluso metales que están situados después del hidrógeno en la serie de actividad de los metales como lo es el cobre. concentrado y caliente. por ejemplo. b) Añada en cada tubo de ensayo un poquito de H2 SO4 diluido. pues no hay reacción química. obedece al hecho de que el metal se recubre de una fina y densa capa de óxido que impide la acción del ácido diluido después. H2 O. a) En dos tubos de ensayos diferentes. Procedimiento para la actividad experimental: Variante A Raúl A. si contienen estos elementos en igual proporción que están en el agua. Se observará un desprendimiento de gas en ambos tubo de ensayo. Salgado Labrada 41 . siempre y cuando no se pongan en contacto para que no reaccionen con el ácido. deposite un pedacito (o granallas) de Zn y Cu respectivamente. no solo elimina el agua de los compuestos que la contienen.1. dando una serie de hidratos. sino que con frecuencia libera también dihidrógeno y dioxígeno de dichos compuestos. se carbonizan en presencia del ácido sulfúrico concentrado. se combina enérgicamente con el agua. Carácter oxidante del H2 SO4 . Esta reacción con el agua es tan pronunciada que el ácido. de los cuales el más conocido es el H2 SO4 . Así. incluso con el Cu.Manual de actividades experimentales de Química 7. Propiedades deshidratantes del H2 SO4 Apuntes sobre el contenido: El H2 SO4 se distingue por su alto poder deshidratante. constituidos en su mayor parte por celulosa (C 6 H6 O5 )x. el papel y la madera.18. Actividad experimental 2. y el azúcar. C 12 H22 O11 . b) Añada en cada tubo de ensayo un poquito de H2 SO4 concentrado y luego caliéntelos suavemente a sendos recipientes. significa que en estas condiciones el H2 SO4 es capaz de reaccionar. transformándose en carbono y agua: La deshidratación del azúcar se puede formular: -H2O C12 H22 O11 (s) = 12 C(s) + 11 H2 O ΔH < 0 Esta propiedad deshidratante del H2 SO4 es aprovechada para desecar gases.21. sobre todo. incoloro e inodoro. A menudo distintas impurezas lo colorean de amarillo-marrón. se obtiene mediante la síntesis del amoniaco y el dioxígeno. debido a la carbonización del papel por la acción del ácido. El HNO3 a nivel industrial. A temperatura ambiente desprende humos rojos o amarillos. ácido sulfúrico concentrado. Obtención del HNO3 Apuntes sobre el contenido: El ácido nítrico (HNO3 ) puro es un líquido viscoso. escriba sobre un pedazo de papel en blanco la fórmula H2 SO4 . cuidando que no se queme.21 Raúl A. se utilizan metales que 6 Para ampliar sobre la reacción xantoproteica consulte la actividad 2.19. Debido a las altas temperaturas que se emplean (700-900 ºC). queda el carbono amorfo. b) Ponga el papel sobre la llama de una vela (o mechero). comienza a crecer y se sale del vaso en forma de una masa esponjosa. Esto se debe a que una vez deshidratada el azúcar. de manera que lo caliente. Actividad experimental 2. el cual ocupa mayor volumen que el azúcar original. El ácido nítrico concentrado colorea la piel de amarillo debido a la reacción xantoproteica 6 que se produce. Variante B a) Con una varilla de vidrio impregnada en ácido sulfúrico concentrado. Salgado Labrada 42 . poco a poco. Deje pasar unos minutos y observará que el azúcar blanca se pone negra y caliente.Manual de actividades experimentales de Química a) En un vaso de precipitado deposite dos cucharadas de azúcar blanca. Ambas sustancias se combinan en un reactor de grandes proporciones en presencia de un catalizador metálico. b) Vierta sobre el azúcar. Observará la aparición de trazos negros donde se había escrito. Las disoluciones comunes incluyen entre un 52% y un 68% de ácido. se nombra como ácido nítrico fumante y viene en dos variedades. en combinación con rodio (Rh) (5-10%) que le aporta más rigidez. utilizando los aditivos y accesorios necesarios. El cuello actúa como un condensador. Obtener ácido nítrico puro impone habitualmente la destilación con H2 SO4 . que es un ácido fuerte y fijo. El líquido a destilar se pone en el balón y se calienta. ya que aquel forma un azeótropo (mezcla con una temperatura de ebullición constante y fija) con el agua en una composición del 68% de ácido nítrico y 32% de agua. H2 SO4 (ac) + 2 KNO3 (s) = K2 SO4 (s) +2 HNO3 (l) El recipiente para obtener HNO3 siempre ha sido la retorta: depósito. Procedimiento para la actividad experimental: a) Arme un aparato como el que anteriormente se representa. a su vez. d) Caliente suavemente. también se obtiene. Consiste en una vasija esférica con un "cuello" largo inclinado hacia abajo. Si la disolución tiene más de un 86% de este. e) Dentro del erlenmeyer y en el propio tubo colector se observará la presencia de vapores rojizos de NO2 gaseoso debido a la descomposición parcial del HNO3 . c) Introduzca el tubo colector en el interior del tubo de ensayo. Industrialmente. haciendo reaccionar el H2 SO4 . Raúl A. También se obtiene mezclando N 2 O5 con agua. Se desprende HNO3 en forma de vapor. b) Coloque en el erlenmeyer 10 g de KNO3 y 8 ml de H2 SO4 concentrado. y este. siendo el más apropiado el platino (Pt). blanco y rojo. Estos se condensan en el tubo colector y se recoge en el tubo de ensayo. Salgado Labrada 43 . generalmente de vidrio. que se usa en la destilación de sustancias volátiles. sumérjalo en una cristalizadora con hielo y agua para propiciar la condensación del ácido nítrico. Este es el método que se emplea a nivel de laboratorio. permitiendo a los vapores hacerlo y fluir a través de él y para recogerlos en un recipiente puesto al final del mismo.Manual de actividades experimentales de Química guarden sus características físicas a estas temperaturas. El blanco fumante también llamado “puro” ya que no tiene casi agua (menos de un 1%) según el proceso. con un nitrato. Raúl A. de oxidar a los no metales como el carbono y el octazufre. el nitrógeno del ácido (con 5+) puede reducirse a cualquier número de oxidación inferior formando diferentes productos (NO2 . Propiedades oxidantes del HNO3 Apuntes sobre el contenido: El HNO3 se caracteriza por ser un ácido muy oxidante. K.). independientemente del poder reductor de estos. Ca. se obtiene NO2 mayoritaritariamente: Pb(s) + 4 HNO3 (conc) = Pb(NO3 )2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2 H2 O Puede incluso reaccionar con metales poco activos que están después del H en la serie de actividad de los metales. A medida que el ácido está más diluido y el metal que reacciona es más reductor.Manual de actividades experimentales de Química Ecuaciones de la reacción: 2 KNO3 (s) + H2 SO4 (conc) = 2 HNO3 (g) + K2 SO4 (s) 4 HNO3 (g) = 4 NO2 (g) + 2 H2 O + O2 (g). la reacción se debilita y se detiene al poco tiempo de haber empezado. en su reacción con casi todos los metales. Salgado Labrada 44 . pues los nitratos que se forman son pocos solubles en el ácido concentrado y al recubrirse el metal. la presencia de cierta cantidad de agua.20. como producto de la reducción del nitrógeno. exige por lo general. como el Cu y la Ag (en los siguientes ejemplos se reduce a 4+): Cu(s) + 4 HNO3 (conc) = Cu(NO3 )2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2 H2 O Ag(s) + 2 HNO3 (conc) = AgNO3 (ac) + NO2 (g) + H2 O Es tal el poder oxidante del HNO3 concentrado. se forma dinitrógeno. el Pb o el Cu. Si el HNO3 está muy diluido frente a un metal activo. Li.): 5 Mg(s) + 12 HNO3 (dil) = 5 Mg(NO3 )2 (ac) + N2 (g) + 6 H2 O 4 Mg(s) + 10 HNO3 (dil) = 4 Mg(NO3 )2 (ac) + NH4 NO3 (ac) +3 H2 O Si el ácido diluido reacciona con metales menos reductores. generalmente. En dependencia de la concentración del HNO3 y del poder reductor del metal. N2 . por ejemplo. si el ácido nítrico está concentrado. etc. incluso. de una capa del nitrato formado. incluso nitrato de amonio (en el primer caso se reduce a cero y en el segundo a 3. Actividad experimental 2. se forma generalmente monóxido de nitrógeno (aquí este se reduce de 5+ a 2+): 3 Pb(s) + 8 HNO3 (dil) = 3 Pb(NO3 )2 (ac) + 2 NO(g) + 4 H2 O 3 Cu(s) + 8 HNO3 (dil) = 3 Cu(NO3 )2 (ac) + 2 NO(g) + 4 H2 O Ahora bien. Na y Mg. NO. por ejemplo. que es capaz. será menor el número de oxidación del nitrógeno en el compuesto nitrogenado obtenido. en la gran mayoría de los casos NO se obtiene H2 gaseoso. NH4 NO3 . por citar ejemplos: C(s) +4 HNO3 (conc) = CO2 (g) + 4 NO2 (g) + 2 H2 O S8 (s) +48 HNO3 (conc) = 8 H2 SO4 (ac) + 48 NO2 (g) + 16 H2 O La acción del HNO3 sobre los metales. etc. el color pasa a anaranjado oscuro. en presencia de tirosina. por ejemplo. producen la pasivación de estos. con aminoácidos portadores de grupos aromáticos. y que se desprenden vapores de color rojizo. Actividad experimental 2. pero ahora utilizando el HNO3 concentrado. Observará un burbujeo debido a la formación del NO gaseoso. El color amarillo se debe a la formación de un compuesto aromático nitrado. Se observa que la disolución también se torna azul por la formación del Cu(NO3 )2 . el Pb y el Fe. debido a la formación de una fina y compacta capa de óxido que impide la acción del ácido diluido. Reacciones del HNO3 con algunos compuestos orgánicos Apuntes sobre el contenido: El HNO3 se caracteriza por reaccionar con muchos compuestos orgánicos. La reacción recibe el nombre griego “xanthos” (amarillo). para el Al. debido a que el HNO3 . La reacción xantoproteica es típica del HNO3 frente a compuestos nitrogenados proteicos.21. d) Repita los pasos a y b. gas incoloro. Es por eso. al actuar como oxidante. cuando se ha puesto en contacto con la piel el ácido nítrico. que tiene este color. se caracteriza porque el ácido al reaccionar con alguna proteína. Si se neutraliza con un álcali. se torna color amarillo limón. b) Añada a discreción HNO3 diluido.Manual de actividades experimentales de Química Por otro lado. que en algunos recipientes metálicos se puede almacenar y transportar el HNO3 . se reduce a NO2 . A la reacción xantoproteica se deben las manchas amarillas que se forman en la piel. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. Salgado Labrada 45 . que está formada por proteínas. Procedimiento para la actividad experimental: a) Tome un tubo de ensayo y deposite en él un pedacito (o granalla de cobre). especialmente. combustiona la madera bajo ciertas condiciones. c) Caliente suavemente el tubo de ensayo. produce la reacción xantoproteica frente a las proteínas. a la vez que se ve que la disolución se torna azul por la formación del Cu(NO3 )2 . III) LOS METALES Y SUS PRINCIPALES COMPUESTOS Actividad experimental 3.C). la plata y el cobre.C. El término “metal” ha sido utilizado desde tiempos remotos para designar sustancias que presentan un grupo de características especiales y que tienen un impacto ineludible en el desarrollo de la humanidad. Raúl A. Combustión de la madera en HNO3 a) Deposite en una cápsula de porcelana o de vidrio un poco de HNO3 concentrado. cobre. surgió en la Edad de Bronce. hierro.C. el latón.). plata son metales. metal es sinónimo de aleación. Ella proviene del griego “metallon” y significa mezclar. el bronce.  la Edad de Hierro (hacia el 1800 a. la hojalata son aleaciones. el acero. Reacción xantoproteica a) Deposite en una cápsula de porcelana o de vidrio un poco de clara de huevo (proteína). aluminio. pero no son sustancias simples como sí lo son laquellos. Muestrario de algunos metales y aleaciones comunes Apuntes sobre el contenido: Los metales y las aleaciones son sustancias químicas comunes en nuestras vidas. Tal ha sido la importancia de los metales para el hombre que ha marcado sucesos trascendentales en el tiempo histórico de las distintas civilizaciones:  la Edad del Cobre (hacia el 9500 a. fueron utilizados desde la Prehistoria. Se observará que la madera arde con una llama brillante.25.  la Edad del Bronce (entre el 3500 a. calentándolos en hornos mediante carbón de madera y luego desarrollando tecnologías más sofisticadas. por aquello que se obtenía al unir cobre con cinc para formar el bronce (o latón). Entonces.Manual de actividades experimentales de Química 7. b) Introduzca en el HNO3 depositado en la cápsula una astilla de madera con un punto de ignición.2. pero que están comprendidos genéricamente en el concepto de metal.25. pero gradualmente se fue desarrollando la tecnología necesaria para obtener nuevos metales a partir de sus menas.).1. porque tienen características metálicas. Al principio. oro. Metales como el oro. b) Déjele caer unas gotas de HNO3 concentrado.C y el 2000 a.1. Se observará que la clara de huevo tomará un color amarillo debido a la reacción entre el ácido y las proteínas que forman la albúmina del huevo. 7. Salgado Labrada 46 . Es criterio de algunos especialistas que la palabra “metal” en su acepción química. solo se usaron los que se encontraban fácilmente en estado prácticamente puros. Ni. líquido blanco plateado (sin la capa de óxido). de composición química definida y que forman la corteza terrestre. 4 5 6 bronce latón magal Cu. metálico rojizo (sin la capa de óxido). 4. ejemplo de ellos son: el Cu. tornillos. 3 acero inoxidable Fe. que sea mayor el tamaño de sus átomos y menor el valor de la energía de ionización). Cu. Mg. 3. Mn. Zn. Apariencia de aleaciones comunes: No 1 2 aleación oro amarillo acero dulce composición Au. Al. el Hg. tono grisáceo. rodio (Rh). Apariencia de los metales más comunes: No 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Z 12 13 26 28 29 30 50 80 82 metal magnesio (Mg) aluminio (Al) hierro (Fe) níquel (Ni) cobre (Cu) cinc (Zn) estaño (Sn) mercurio (Hg) plomo (Pb) apariencia blanco plateado (sin la capa de óxido). C. Estado natural de los metales Son contados los metales que tienen bajo poder reductor. 2. Esto explica porqué son pocos los metales que se encuentran en la naturaleza en estado puro (nativo). metálico brillante. Cr. amarillo-ocre metálico ocre-rojizo metálico metálico brillante con un carrocería de autos tono grisáceo. Sn. de origen diverso. tornillería. Fe. Las características (químicas) generales de los metales son: 1. paladio (Pd). apariencia ejemplo amarillo metálico joyas metálico brillante con un clavos. azul pálido grisáceo (sin la capa de óxido). gris plateado brillante (sin la capa de óxido). generalmente. etc.. osmio (Os). en la medida. la Ag. el Au y los metales del grupo del platino (rutenio (Ru). Poseen relativamente bajos valores de energía de ionización y electronegatividad. en la medida que el átomo del elemento al que se unen es más electronegativo. buenos reductores (el poder reductor de los metales aumenta. se encuentra formando compuestos llamados minerales: sustancias naturales. 2 o 3 e en el último nivel de energía. generalmente. Ag. generalmente. plateado (sin la capa de óxido). instrumentos quirúrgicos. etc. Tienen 1. C. Las sustancias simples de los elementos metálicos son. presentan números de oxidación positivo (+). Salgado Labrada 47 . metálico brillante con un tono grisáceo (sin la capa de óxido). homogéneas. gris azulado (sin la capa de óxido). El resto. Zn. En sus compuestos. Raúl A. metálico brillante. Cu.Manual de actividades experimentales de Química De aquí se puede deducir que el hombre conoce y se ha beneficiado de los metales desde hace más de 100 siglos. iridio (Ir) y platino (Pt). Salgado Labrada 48 .0001 % 0.003 % 0. pero algunos presentan colores distintos. blenda (ZnS) y calamina (ZnCO3 ).Manual de actividades experimentales de Química Metales más conocidos. cuprita (Cu2 O). La mayoría poseen un “brillo metálico”.0006 % 0. respectivamente. Estado físico: son sólidos a 100 kPa y 250 C. 2.001 % 0. argentita (Ag2 S) y clorargirita (AgCl). su abundancia en la corteza terrestre y algunos minerales que los contienen: Metal aluminio hierro (Fe) cobre (Cu) cinc (Zn) estaño (Sn) plomo (Pb) plata (Ag) oro (Au) Abundancia en la corteza terrestre 8% 5% 0. tales como: 1. calaverita (AuTe2 ).2. cerusita (PbCO3 ) y anglesita (PbSO4 ). Raúl A. el cobre (Cu) rojizo y el oro (Au) amarillo. Procedimiento para la actividad experimental: d) Arme dos muestrarios como los anteriormente representados: uno con algunos de los metales más comunes y otro con aleaciones frecuentes. excepto el Hg que es líquido bajo estas condiciones. el bismuto (Bi) es rosáceo. químicas y estructura. Propiedades mecánicas de los metales Apuntes sobre el contenido: Los metales representan cerca del 80% de los elementos químicos que existen en la naturaleza y tan solo constituyen aproximadamente el 25% de abundancia en la corteza terrestre. En Cuba lo son prácticamente todo el año).00000005 % Ejemplos de minerales que lo contiene bauxita (Al2 O3 ). Actividad experimental 3. Poseen un grupo de propiedades. casiterita (SnO2 ). Color: la mayoría de los metales son de aspecto grisáceo. magnetita (Fe3 O4 ). e) Ello va a permitir que los alumnos puedan observar a los metales para luego estudiar sus propiedades físicas. calcosina (Cu2 S) y covellina (CuS). siderita (FeCO3 ) y pirita (FeS2 ). galena (PbS).000002 % 0. (El cesio (Cs) y el galio (Ga) también son líquidos después de los 29 y 30 ºC. torsión y flexión. que se juntan alrededor de estos como una nube electrónica. tales como la maleabilidad. esa es la razón por la cual cuando lo golpeamos repetidamente. Son varias las propiedades mecánicas: maleabilidad. Esto explica el porqué cuando un metal es sometido a fuerzas mecánicas externas (torsión. por la unión entre sus núcleos positivos (+) y los e. resiliencia. las más conocidas son: 1. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: 1) cúbica centrada en el cuerpo. etc. (El oro puede laminarse hasta una diezmilésima de milímetro de espesor). pero no pertenecen a ninguno de los átomos en particular. Salgado Labrada 49 . es decir. dureza. dúctiles y tenaces. un conjunto de aspectos interrelacionados que hacen del metal una unidad estructural: enlace químico. Es la capacidad de oponer resistencia a la deformación superficial por uno más duro. En estas diferentes estructuras está presente el enlace metálico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. por lo que producen estructuras muy compactas. se lamina y se estira. Conductividad térmica y eléctrica: la propiedad que tienen los metales de conducir la electricidad y el calor constituye algo obvio y axiomático. es blando. Tenacidad: capacidad de los metales a la relativa resistencia a la deformación y roturas por golpes violentos. Las características antes descritas ayudan a explicar las propiedades mecánicas de los metales. tenacidad. ductilidad. es decir. Maleabilidad: capacidad de los metales de formar planchas. es evidente y admitido por todos sin necesidad de demostración. Raúl A. resistencia. aquellas propiedades de las sustancias se refieren a la capacidad de las mismas de resistir acciones de cargas o fuerzas). Cuando un pedazo de metal se comienza a golpear para estirarlo o para hacer de él un alambre. Resistencia: capacidad de los metales para soportar las diversas fuerzas. tracción. 3. comprensión. 2) cúbica centrada en las caras y 3) hexagonal compacta.. Es la oposición al cambio de forma y a la separación.de valencia. acomodo y reacomodo que involucra energía calorífica. según el metal que se trate.deslocalizados. elasticidad. la ductilidad y la tenacidad. Dureza: capacidad de los metales a la resistencia a ser rayado por otro. Estas propiedades se justifican por la presencia de las capas de átomos superpuestas entre sí y la atracción electrostática entre los núcleos de los átomos y los e. Opuesta a duro. a la destrucción por acción de fuerzas o cargas. láminas delgadas al ser aplastados o comprimidos. Todos los metales tienen una estructura. sin que se quiebre fácilmente. este se calienta. Ductilidad: capacidad de los metales de formar alambres e hilos al ser sometidos a esfuerzos de tracción. El diamante es duro porque es difícil de rayar.Manual de actividades experimentales de Química 3. 2. etc. 4. ellas son las responsables de que los metales sean maleables. aplastamiento o golpes fuertes) no se dobla. interacciones. Los metales también tienen un grupo de propiedades que son llamadas propiedades mecánicas. En los metales los átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros. tipo de partículas. las capas de átomos comienzan un proceso de deslizamiento. 5. . tiene inmensa utilidad práctica. Reactividad de los metales Apuntes sobre el contenido: La actividad (reactividad) química de los metales está dada en la capacidad de reacción química ante diversas sustancias: no metales. un alambre de cobre y vuelva a comprobar la temperatura adquirida durante el laminado del metal.Manual de actividades experimentales de Química Procedimiento para la actividad experimental: a) Tome dos trozos de cobre (puede ser otro metal: Al. se encuentra que pueden ordenarse con arreglo a su actividad química en una sucesión denominada “serie de actividad de los metales” o “serie electromotriz de los metales”. c) Disponga de un yunque. d) Con el primer trozo conforme. b) Llame a un alumno para que los describan brevemente y comprueben cualitativamente la temperatura que tienen (si están frío. Sn. el cinc y el hierro reaccionan con menor rapidez.3. una plancha de cobre y vuelva a comprobar la temperatura adquirida durante el laminado del metal. Salgado Labrada 50 . mientras que el cobre y la plata no muestran tendencia alguna en desplazar al hidrógeno.6). mientras que otros lo hacen únicamente cuando se calientan con vapor de agua a elevada temperatura. Estudiando esta actividad relativa química de los metales más comunes. golpeando repetidamente. ácidos.). sales. un pedazo de acero macizo o de otro material que permita el conformado del cobre. algunos metales reaccionan vigorosamente con el agua en condiciones ordinarias. etc. Una diferencia análoga de reactividad de los metales se observa cuando estos reaccionan con los ácidos. ni aun del ácido concentrado. golpeando repetidamente. ¿Qué propiedad mecánica se pone de manifiesto? e) Con el segundo trozo conforme. Ella está dispuesta de izquierda a derecha (o de arriba a bajo) de forma decreciente de la actividad de los metales. tales como los metales alcalinos. etc. Pb. caliente o “al tiempo”). El sodio reacciona con el ácido clorhídrico con violencia casi explosiva. pues permite predecir el comportamiento químico (ver anexo 11. Raúl A. por ejemplo. ¿Qué propiedad mecánica se pone de manifiesto? Actividad experimental 3. coloque 50 ml de disoluciones de cloruro de hierro (III).(s) SO SR AR AO También es significativo señalar la singularidad del comportamiento químico de los metales frente al O2 . Esto significa que todas las reacciones en las que participan los metales son redox. Raúl A. sulfato de cobre (II) y nitrato de plata. debido a la tendencia única de estos a perder e-. 2) 2 Na(s) + O2 (g) = Na2 O2 (s) [peróxido de sodio]. 3) K(s) + O2 (g) = KO2 (s) [superóxido de potasio]. es decir. por ejemplo: el Li. Ecuaciones químicas: A) 3 Zn(s) + 2 FeCl3 (ac) = 3 ZnCl2 (ac) + 2 Fe(s) ΔH<0 B) Fe(s) + CuSO4 (ac) = FeSO4 (ac) + Cu(s) ΔH<0 C) Cu(s) + 2 AgNO3 (ac) = Cu(NO3 )2 (ac) + 2 Ag(s) ΔH<0 Actividad experimental 3. sus reacciones son bien distintas: 1) 4 Li(s) + O2 (g) = 2 Li2 O(s) [óxido de litio]. baja energía de ionización. las láminas de Zn. a) Introduzca en los recipientes. Salgado Labrada 51 .y originar iones (+). Fe y Cu respectivamente.4. Los metales actúan exclusivamente como reductores. Reacción del magnesio con el dioxígeno del aire Apuntes sobre el contenido: Los metales frente al O2 manifiestan dos propiedades químicas de los metales que son comunes a todos ellos: 1. el Na y el K que pertenecen al grupo I-A. Me0 = Men+ + ne2. 2 Cu0(s) + O2 0 (g) = 2 Cu2+O2.Manual de actividades experimentales de Química Procedimiento para la actividad experimental: a) En tres vasos de precipitado de 100 ml A. que les hace comportarse como agentes reductores (AR). B y C. Se podrá apreciar que los resultados experimentales concuerdan con la serie de actividad de los metales. respectivamente. Formación de cationes (+): debido a la relativa facilidad que tienen los metales de perder e. entra en combustión fácilmente cuando se encuentra en forma de tiras. (Todos producen una sola sustancia). Salgado Labrada 52 . Se puede generalizar planteando que el O2 reacciona a TPEA con la mayoría de los metales. 2. mientras que en forma de masa sólida arde menos. Esto sucede porque reaccionan con escasa cantidad de O2 formando primero el Na2 O. Ráspele bien un extremo. 2 Mg(s) + O2 (g) = 2 MgO(s) 3. otros necesitan ser previamente calentados o requieren de la presencia de un cataizador. 2 Fe (s) + O2 (g) = 2 FeO(s) ΔH<0 10. 4 Me(s) + O2 (g) = 2 Me2 O(s). En ese tiempo se usaba el polvo de magnesio como la fuente de iluminación (polvo de flash). Más tarde. 4 Cu(s) + O2 (g) = 2 Cu2 O(s) ΔH<0 8. 2 Ca(s) + O2 (g) = 2 CaO(s) 4. virutas o polvo. Procedimiento para la actividad experimental: a) Deposite una cucharadita de polvo de magnesio metálico en una cápsula de porcelana o en una rejilla amiantada o tome un pedazo de cinta de magnesio. Ejemplos: 1. El polvo de magnesio todavía se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y en bengalas marítimas. ya que reacciona vigorosamente con el O2 presente en el aire formando MgO. 2 Cu(s) + O2 (g) = 2 CuO(s) ΔH<0 9. la cual fue muy utilizada en los comienzos de la fotografía. 2 Ba(s) + O2 (g) = 2 BaO(s) ΔH<0 ΔH<0 ΔH<0 5. Al arder en aire.Manual de actividades experimentales de Química Sin embargo. donde Me = metal alcalino. 2 Zn(s) + O2 (g) = 2 ZnO(s) ΔH<0 6. es difícil de apagar. continuando luego la reacción con el O2 para producir el Na2 O2 . 4 Al (s) + 3 O2 (g) = 2 Al2 O3 (s) ΔH<0 7. 4 Fe(s)+ 3 O2 (g) = 2 Fe2 O3 (s) ΔH<0 Particularmente la reacción del O2 con el Mg es muy interesante ya que este metal es altamente inflamable. se usarían tiras de magnesio en bulbos de flash eléctricos. bajo determinadas condiciones el sodio y el potasio también forman sus correspondientes óxidos (Na2 O y K2 O). Una vez encendido. el Mg produce una llama blanca muy intensa incandescente. Raúl A. La palabra fue evolucio nando y creando su propia familia: salario. Otro tanto ocurre con el HNO3 . sin embargo. Ecuación de la reacción: 2 Mg(s) + O2 (g) = 2 MgO(s) ΔH<0 Actividad experimental 3. insulso. 1) 2Li(s) + 2 HCl(ac) = 2LiCl(ac) + H2 (g) 2) 2Na(s) + 2 HI(ac) = 2NaI(ac) + H2 (g) 3) 2K(s) + 2 HBr(ac) = 2KBr(ac) + H2 (g) 7 La etimología de algunas palabras proporciona ejemplos claros de la importancia que tuvo la sal en la antigüedad. HClO4 .Manual de actividades experimentales de Química b) Acerque un fósforo encendido a la cinta hasta que comience la combustión. el MgO. después del H en la serie de actividad de los metales y que generan además.) que en dependencia de determinadas condiciones de temperatura y concentración (o composición). porque este puede generar por reducción de los iones nitratos. 8 El H2 SO4 . A continuación se exponen algunos ejemplos comunes de las reacciones químicas de metales conocidos con los ácidos. Observe que el magnesio arde con una luz muy brillante dejando como residuo. HI) para dar SAL más H2 (g). salero. así los alumnos van a llegar a la conclusión de que los metales reaccionan con los ácidos.5. por ejemplo. HClO2 . el HNO3 . tales como el H2 SO4 . debido a la formación de trazas de Mg(OH)2 . tienen comportamient os diferentes frente a los metales. y para el caso de estos ácidos oxidantes8 limitarse a los ejemplos que a continuación se exponen. HBr. yodo. HBr(ac) y HI(ac). sencillamente estar más o menos concentrados o diluidos. un polvo blanquecino. HClO3 .6) de los metales. se recomienda ser prudente en el tratamiento de estas sustancias. y los oxácidos de los halógenos (HClO. incluso puede dar lugar a compuestos del ion amonio (NH4 +) al reaccionar con metales activos. Raúl A. lo son) para distinguirlos de los hidrácidos. cuando el H2 SO4 está concentrado y caliente frente a determinados metales se produce el sulfato correspondiente y se desprende SO2 . Esto sucede con las disoluciones acuosas de los hidruros volátiles (los hidrácidos): HCl(ac). distintos gases como el NO y el NO2 en dependencia de las condiciones de temperatura y concentración. hay hidróxidos no metálicos. otros gases distintos al H 2 como son el SO2 . sin embargo. se observará que la disolución se enrojece. Reacción entre las disoluciones ácidas y los metales Apuntes sobre el contenido: Generalmente los metales reaccionan con los ácidos para producir H2 y la sal7 correspondiente. a) Reacción del metal con los ácidos no oxidantes (HCl. el HNO3 y otros oxácidos se les conoce con el nombre de ácidos oxidantes (aunque todos. o estar más o menos calientes. que a su vez proviene de “sal” y tiene origen en la cantidad de sal que se pagaba por los bienes y servicios que se prestaban en diversos ámbitos sociales. si el H2 SO4 está diluido frente a determinados metales se obtiene como producto de la reacción el sulfato correspondiente y se desprende H2 . el NO o el NO2 . salud. Para estudiar estas reacciones químicas hay que tomar en cuenta la serie de actividad (anexo 11. salsa. El término salario en castellano. por su capacidad de oxidar metales que están incluso. Esas circunstancias pueden ser. Entonces. c) Si a este polvo se le añaden 2 o 3 ml de agua con unas gotas de fenolftaleína. ella nos ayuda a predecir el comportamiento de dichas reacciones. etc. pero no siempre generan el H2 . etc. de alguna manera. pero más complejo aún. Salgado Labrada 53 . los del bromo. es derivado del latín salarium. Sn. HNO3 ) para dar SAL. B. Fe. c) Deposite en cada tubo de ensayo 3 ml de ácido clorhídrico o salfumante. D. Salgado Labrada Velocidad de burbujeo 54 . d) En los tubos donde no se observe burbujeo. añada ácido clorhídrico concentrado para ver qué pasa e) Construya la tabla comparativa. Tubo 1 2 3 4 Reactivos Al y HCl(ac) Zn y HCl(ac) Fe y HCl(ac) Sn y HCl(ac) Raúl A. C. E y F y sitúelos en una gradilla. b) Coloque pedacitos (no polvo) de diferentes metales en el siguiente orden: Al. AGUA y otros gases distintos al H2 (g). 1) Zn(s) + 2 H2 SO4 (conc) = ZnSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2 O(g) 2) Cu(s)+ 2 H2 SO4 (conc) = CuSO4 (ac) + SO2 (g) +2 H2 O(g) 3) 3 Cu(s)+ 8 HNO3 (dil)= 3 Cu(NO3 )2 (ac)+2 NO(g)+ 4 H2 O(g) 4) 3 Ag(s)+ 4 HNO3 (dil) = 3 AgNO3 (ac) + NO(g) + 2 H2 O(g) 5) Cu(s)+4 HNO3 (conc)=Cu(NO3 )2 (ac)+2 NO2 (g)+ 2 H2 O(g) 6) Pb(s)+4 HNO3 (conc)=Pb(NO3 )2 (ac)+2NO2 (g)+ 2 H2 O(g) 7) 4 Zn(s)+10 HNO3 (dil) = 4 Zn(NO3 )2 (ac)+ NH4 NO3 (ac) +3 H2 O(l) Procedimiento para la actividad experimental: a) Rotule seis tubos de ensayo con las letras A. Observará que se desprende gas. revelado por el burbujeo. excepto en el tubo 6 que no ocurre reacción química alguna.Manual de actividades experimentales de Química 4) Zn(s) + H2 SO4 (dil) = ZnSO4 (ac) + H2 (g) 5) 2 Al(s) + 6 HCl(ac) = 2 AlCl3 (ac) + 3H2 (g) b) Reacción del metal con los ácidos oxidantes (H2 SO4 . Zn. Pb y Cu. previamente lijados o raspados. tales como Zn. Observará una coloración naranja característica de los iones Ca2+.que significa "ambos". por ejemplo. Co. podemos. el estudiante entenderá mejor que el ion aluminato tiene tres cargas negativas y es el residuo del ácido que se une al metal sodio monovalente. Ba2+ y Sr2+ Apuntes sobre el contenido: Para determinar la presencia de determinados iones que forman parte de un compuesto químico. Raúl A. Na2 Be(OH)4. Cr. Fe. Ti. aunque debe aclara rse que en ocasiones se expresa el producto como un ion complejo. bien limpia. Anfoterismo del aluminio Apuntes sobre el contenido: Una sustancia anfótera es aquella que puede reaccionar como un ácido o como una base. estos metales pueden considerarse anfóteros. en una varillita y sumérgela en una disolución de CaCl2 . Pb. Muchos metales. Haga notar la diferencia de coloración de los iones Cu 2+. Ge.Manual de actividades experimentales de Química 5 6 Pb y HCl(ac) Cu y HCl(ac) Nota: la velocidad de burbujeo debe clasificarse en: muy rápida. asegurándose de que la varilla esté bien limpia. Cu2+. Ba2+ y Sr2+. Salgado Labrada 55 . ligera. Sn. c) Repita la operación para disoluciones de CuCl2 . Al. respectivamente. igualmente se puede identificar al ion Cu 2+ por el color verde. entonces. los iones Sr2+ y+Ba2+ emiten color escarlata (rojo que tiende a naranja) y verde. una sal. Ejemplos de óxidos e hidróxidos anfóteros: Al(OH)3 :  con un ácido: Al(OH)3 (s) + 3 HCl(ac) = AlCl3 (ac) + 3 H2 O  con una base: Al(OH)3 (s)9 + 3 NaOH(ac) = Na3 AlO3 (ac) + 3 H2 O Be(OH)2  con un ácido: Be(OH)2 (ac) + 2 HCl(ac) = BeCl2 (ac) + 2 H2 O 9 Para explicar esta reacción es conveniente metodológicamente escribir la fórmula del hidróxido como si fuera un ácido H3 AlO3.6. por ejemplo. rápida. En esencia. Zr. se puede utilizar una técnica analítica sencilla que se basa en detectar el color de las radiaciones luminosas que emiten los iones cuando se calientan sus compuestos en una llama. b) Caliéntelo en la llama. Actividad experimental 3.7. lenta y muy lenta. La palabra se deriva del prefijo griego ampho. Identificación en la llama de los iones Ca2+. por ejemplo: Na[Al(OH)4 ]. BaCl2 y SrCl2 . V. Be. Actividad experimental 3. identificar al ion Ca2+por el color anaranjado que emiten sus sales. Ag y Au forman óxidos e hidróxidos anfóteros. Igual puede proceder con el de berilio. a) Prepare una asita de platino o nicromio. 3 ml de ácido clorhídrico y añada unas granallas de aluminio. Salgado Labrada 56 . c) Coloque en el tubo de ensayo B.Manual de actividades experimentales de Química  con una base: Be(OH)2 (ac) + 2 NaOH(ac) = Na2 BeO2 (ac)+2 H2 O PbO  con un ácido: PbO(s) + 2 HCl(ac) = PbCl2 (ac) + H2 O  con una base: PbO(s) + Ca(OH)2 (ac) + H2 O = Ca[Pb(OH)4 ](s) ZnO  con un ácido: ZnO(s) + 2 HCl(ac) = ZnCl2 (ac) + H2 O  con una base: ZnO(s) + 2 NaOH(ac) + H2 O = Na2 [Zn(OH)4 ](s) Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en el tubo de ensayo A.1. Anfoterismo del hidróxido de aluminio Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes del contenido de la actividad experimental 3. Procedimiento para la actividad experimental: 8. Se observará enseguida el desprendimiento de un gas. Se observará igualmente el desprendimiento de un gas.7. Ecuaciones de las reacciones: a) Con el ácido: 2 Al(s) + 6 HCl(ac) = 2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g) ΔH<0 b) con la base: 2 Al(s) + 6 NaOH(ac) = 2 Na3 AlO3 (ac) + 3 H2 (g) ΔH<0 Es lógico suponer que en esta reacción se forma preliminarmente el Al(OH)3 (s) que al reaccionar con más NaOH(ac) forma el aluminato de sodio. b) Caliente suavemente para iniciar la reacción.8.6. Actividad experimental 3. 3 ml de hidróxido de sodio y añada unas granallas de aluminio. Obtención del hidróxido de aluminio Raúl A. Propiedades anfóteras del hidróxido de aluminio a) Divida en dos tubos de ensayo.9.6.Manual de actividades experimentales de Química a) Coloque en un tubo de ensayo. 3 ml de disolución de hidróxido de amonio. Salgado Labrada 57 . Obtención del cobre metálico por reducción de su óxido Apuntes sobre el contenido: Raúl A. Se observará que desaparece el precipitado. b) Añada lentamente una pequeña cantidad de cloruro de aluminio. Al(OH)3 (ac) + 3 HCl(ac) = AlCl3 (ac) + 3 H2 O ΔH<0 ΔH<0 Actividad experimental 3. Ecuación de la reacción: AlCl3 (ac) + 3 NH4 OH(ac) = Al(OH)3 (s) + 3 NH4 Cl(ac) ΔH<0 8. b) A uno de los tubos se le añade una pequeña cantidad de NaOH y al otro HCl(ac). el precipitado de Al(OH)3 formado en la actividad experimental anterior. Ecuaciones de las reacciones: 1. Se observará la formación de un precipitado blanco de hidróxido de aluminio. Al(OH)3 (ac) + 3 NaOH(ac) = Na3 AlO3 (ac) + 3 H2 O 2.2. exceptuando el O2 y el H2 por la peculiaridad de ellos. Todas estas reacciones son redox. En estas reacciones los óxidos actúan como agente oxidantes. forman compuestos binarios.Manual de actividades experimentales de Química Muchos óxidos pueden ser reducidos con distintas sustancias que actúen como agentes reductores. es decir. calentados o bajo ciertas condiciones. c) Flamee la mezcla durante varios minutos (de 5 a 10) con una llama fuerte. Son reacciones redox. Reacción del aluminio con el diyodo Apuntes sobre el contenido: Una de las más importantes propiedades químicas de los metales es la reactividad que tienen frente a muchos no metales. como puede ser el carbono. se reduce a Cu0 . Ecuación de la reacción: CuO(s) + C(s) = Cu(s) + CO(g) ΔH<0 Actividad experimental 3. se oxidan a Al2 O3 y H2 O respectivamente. Procedimiento para la actividad experimental: a) Mezcle meticulosamente una cucharadita de óxido de cobre (II) con igual cantidad de polvo de carbón vegetal. por ejemplos: CuO(s) + H2 (g) = Cu(s) + H2 O ΔH<0 3 CuO(s) + 2 Al(s) = 3 Cu(s) + Al2 O3 (s) ΔH<0 Observe que ambas reacciones el Cu contenido en el óxido. actúa como agente oxidante. Frente a los haluros y al S8 . con número de oxidación 2+. el dihidrógeno y algunos metales.10. el monóxido de carbono. toda vez que el H2 y el Al. b) Traslade la mezcla obtenida a un tubo de ensayo y sujételo con una pinza en posición casi horizontal. Veamos algunos ejemplos comunes: 1) 2 Li (s) + Cl2 (g) = 2 LiCl(s) ΔH < 0 2) 2 Na (s) + l2 (g) = 2 Nal(s) ΔH < 0 3) 2 K (s) + Br2 (g) = 2 KBr(s) ΔH < 0 4) Ca (s) + Br2 (g) = CaBr2 (s) ΔH < 0 5) Mg (s) + Cl2 (g) = MgCl2 (s) ΔH < 0 6) Zn (s) + l2 (g) = Znl2 (s) ΔH < 0 Raúl A. Salgado Labrada 58 . Este hecho se basa en las propiedades redox de las sustancias y es empleado frecuentemente para obtener metales. Se observará el cambio de color negro de la mezcla a pardo-rojizo por el proceso de reducción del CuO a cobre metálico. que el agua actúa como catalizador para que el alumno entienda la posición de ella en la ecuación. c) Mezcle bien ambos reactivos con la ayuda de un agitador de vidrio y concentre toda la mezcla en el menor espacio posible del recipiente. ¡Nunca lo haga con cantidades excesivas de aluminio y diyodo!. puede resultar explosiva. no está de más sistematizar que. en una cápsula de porcelana o en una placa con hendiduras completamente seca. Observará que comienza a desprenderse un vapor de I2 a causa del carácter exotérmico de la reacción entre el aluminio y el diyodo. Salgado Labrada 59 .Manual de actividades experimentales de Química 7) Fe (s) + Cl2 (g) = FeCl2 (s) ΔH < 0 8) 2Fe (s) + 3 Br2 (g) = 2FeBr3 (s) ΔH < 0 9) 16 Li (s) + S8 (s) = 8 Li2 S(s) ΔH < 0 10) 16 Na(s) + S8 (s) = 8 Na2 S(s) ΔH < 0 11) 16 K (s) + S8 (s) = 8 K2 S(s) ΔH < 0 12) 8 Ca (s) + S8 (s) = 8 CaS(s) ΔH < 0 13) 8 Mg (s) + S8 (s) = 8 MgS(s) ΔH < 0 14) 8 Zn (s) + S8 (s) = 8 ZnS(s) ΔH < 0 15) 8 Fe (s) + S8 (s) = 8 FeS(s) ΔH < 0 16) 16 Fe(s) + 3 S8 (s) = 8 Fe2 S3 (s) ΔH < 0 17) 16 Al (s) + 3 S8 (s) = 8 Al2 S3 (s) ΔH < 0 18) 6 Li(s) + N2 (g) = 2 Li3 N(s) ΔH < 0 19) 3 Ca(s) + N 2 (g) = Ca3 N2 (s) ΔH < 0 20) 3 Mg(s) + N 2 (g) = Mg3 N2 (s) ΔH < 0 Procedimiento para la actividad experimental: a) Tome un pedazo de alambre de aluminio y ráspelo para obtener una pequeña cantidad de virutas (más o menos una cucharadita). Raúl A. Recuerde además. Esta actividad experimental se debe hacer con el mínimo de reactivo y en un lugar ventilado por problemas de seguridad. y añada un volumen aproximadamente igual a la cantidad de aluminio. Aunque no es objetivo de la clase. b) Deposite una cucharadita de diyodo (I2 ). muy seca. d) Humedezca la punta del agitador con agua y con ella toque la mezcla. también conocido como sosa cáustica es un hidróxido metálico. d) Se pueden obtener cristales de NaOH sólido por vaporización de la disolución obtenida. b) Añada lentamente. El hidróxido de sodio. c) Deje sedimentar el precipitado de CaCO3 y decante la disolución formada de NaOH. Generalmente se usa en forma sólida o como una disolución al 50%. agitando 50 ml de lechada de cal Ca(OH) 2 . se obtiene haciendo reaccionar Ca(OH)2 con Na2 CO3 Ca(OH)2 (ac) + Na2 CO3 (ac) = 2 NaOH(ac) + CaCO3 (s) Aunque modernamente se produce por electrólisis de una salmuera (agua bien saturada de sal) de NaCl. Salgado Labrada 60 . Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. en su mayoría. Es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para producir Cl2 (g).= H2 (g) + 2 OH-(ac) Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en un vaso de precipitado. Ecuación de la reacción: Actividad experimental 3. Observará inmediatamente la formación de un precipitado blanco de CaCO3 .Manual de actividades experimentales de Química como la reacción es exotérmica.11. El hidróxido de sodio es muy corrosivo y caústico. Raúl A. al 20%. se debe representar al final el valor relativo de la variación de entalpía. Obtención del NaOH Apuntes sobre el contenido: El hidróxido de sodio (NaOH). Ánodo: 2 Cl-(ac) = Cl2 (g) + 2eCátodo: 2 H2 O + 2e. poco a poco. a temperatura ambiente es un sólido blanco cristalino sin olor que adsorbe con gran avidez la humedad del aire (higroscópico). 50 ml de disolución de carbonato de sodio. Fe(s) + H2 CO3 (ac) = H2 (g) + FeCO3 (s) 3. se cree que las principales etapas11 son las siguientes: 1.12. Formación del H2 CO3 con el CO2 (g) atmosférico y el H2 O de la humedad. Cerca del 10% del hierro que se produce en el mundo se pierde irremediablemente todos los años. principalmente. en presencia del O2 . La velocidad a la que tiene lugar la corrosión dependerá en alguna medida de la temperatura. Es un fenómeno propio. 2 H2 O + 2 H2 O(l) La reacción redox global es: 4 Fe(s) + 3 O2 (g) + 2 H2 O(l) = 2 Fe2 O3 . alta temperatura. La formación de herrumbre es un fenómeno habitual que afecta sustancialmente a la economía mundial. Salgado Labrada 61 . Corrosión del hierro Apuntes sobre el contenido: La corrosión10 es en esencia el deterioro de un metal a consecuencia de la acción del agua (salada o no) y el dioxígeno del entorno que lo rodea. 11 Existen varias teorías acerca de los procesos de corrosión del hierro. el H2 O y el CO2 atmosférico. con una afectación de mil millones de dólares anuales. Oxidación del hierro superficial por el H2 CO3 (el Fe actúa como ánodo).). Hidrólisis del FeCO3 FeCO3 (s) + H2 O = Fe(OH)2 (s) + CO2 (g) 3. La corrosión se explica fácilmente considerando que los metales actúan como minúsculas pilas. El proceso de corrosión es natural y espontáneo. sino también de muchas sustancias no metálicas. etc. 4 Fe(OH)2 (s) + O2 (g) = 2 Fe2 O3 . pero todos coinciden que el Fe de la lámina actúa como ánodo (oxidación) y el O2 del aire actúa como cátodo (reducción). Reducción del O2 atmosférico a H2 O por Fe(OH)2 (el O2 actúa como cátodo). 2 H2 O(s) 10 La corrosión es un fenómeno mucho más amplio que afecta a muchas producciones (metales. etc. de la salinidad del fluido en contacto con el metal y de las propiedades de los metales en cuestión.Manual de actividades experimentales de Química Ecuación de la reacción: Ca(OH)2 (ac) + Na2 CO3 (ac) = 2 NaOH(ac) + CaCO3 (s) Actividad experimental 3. Raúl A.) y todos los ambientes (medios acuosos. atmósfera. cerámicas. no solo de los metales y sus aleaciones. ella se desarrolla. las reacciones químicas que tienen lugar son muy complejas y todavía no se conocen en su totalidad. polímeros. CO2 (g) + H2 O(l) = H+(ac) + HCO3 1-(ac) 2. como el cromo o el estaño. 2H2 O que aparece en el metal tras su exposición al aire. etc. se ven comúnmente y constituyen interrogantes para muchos? Entre estos. es igualmente satisfactorio pero también costoso el proceso. una aleación de hierro con cromo o con níquel y cromo. Raúl A. además del niquelado. Empleo de capas protectoras impermeables que impidan el contacto con el aire y el agua: la protección de la superficie con una capa impermeable. es el más barato y por ello. resiste la acción de productos químicos corrosivos como el ácido nítrico concentrado y caliente. confiriéndole a la disolución un carácter ligeramente ácido. por ejemplo. Otro hecho que pudiera llamar la atención es el porqué algunas frutas como el limón deja rápidamente la mancha de herrumbre. pero también el más caro. el empleo del minio de plomo (pintura de óxido rojo). dorado. Ello se debe a que los ácidos contenidos en el zumo de las frutas. las grasas. 2. provocando su rápida oxidación. ¿Qué hace el hombre para proteger a los metales de la corrosión? Hay tres métodos para evitar la oxidación del hierro (y de otros metales): 1. pues ya está saturada de otras sustancias disueltas. cuando cae. Esta aleación está totalmente a prueba de oxidación. El ejemplo más frecuente es el hierro galvanizado que consiste en hierro cubierto con cinc. e incluso. Los recubrimientos más apreciados son los esmaltes horneados. Salgado Labrada 62 . pero la mayoría lo considera Fe2 O3 . en cuyo caso la oxidación se produce como si no existiera dicho manto. es de color rojizo que se presenta recubriendo el metal en forma de escamas porosas. pues actúa después como catalizador (autocatálisis) del propio proceso. al agua o a la humedad durante cierto tiempo. xH2 O (x se refiere a que la composición en agua es variable en dependencia de variados factores). quedando este protegido: la protección con metales activos. cuando a una bicicleta le cae agua de lluvia. está la incertidumbre del porqué. se establece un potencial eléctrico que protege dicha capa. de la corrosión. que involcra a este y protege al hierro mientras dure el cinc. plateado. Empleo de metales más reductores que reaccionen con las sustancias corrosivas con más facilidad que el hierro.Manual de actividades experimentales de Química ¿Qué es entonces la herrumbre12 u orín? Es el óxido de hierro (III) "común" hidratado. se le oxida rápidamente la cadena. y los menos costosos son las pinturas de aceites. sólido de color amarillento que se forma por la reacción entre el Fe(OH)3 y el CO2 . catalizan la formación de herrumbre. 2Fe2 O3 . porque suministran iones H+(ac) que toman del hierro e-. el más común. acelera el proceso de corrosión. Ello se debe a que el agua de lluvia tiene alto poder disolvente. No ocurre de igual manera con el agua de la pila. quebradizas y poco adherentes. Mediante aleaciones del hierro que lo convierten en químicamente resistente a la corrosión: es el más satisfactorio. cromado. Tiene la peculiaridad de que si no se elimina. ¿Cuáles son los aspectos que. arrastra al CO2 del aire. que se descascara fácilmente dando lugar a la destrucción del metal. 3. Este método es válido mientras no aparezcan grietas en ella. En presencia de soluciones corrosivas se establece un potencial eléctrico entre el hierro y el cinc. entonces el hierro del acero de la cadena se oxida. Si la capa protectora es un metal inactivo. pero que provoca la oxidación acelerada del hierro. Un buen ejemplo de ello es el acero inoxidable. Procedimiento para la actividad experimental: 12 Existen estudios analíticos que aseguran que el herrumbre es Fe(OH)CO 3 . al cual se le añade agua destilada. hasta que lo sobrepase y ciérrelo con un tapón monohoradado y conectado a un embudo con cal sodada (CaO + NaOH) como agente absorbente del CO2 del aire. previamente hervida. cuyos componentes se encuentran en proporción que puede variar dentro de ciertos límites. y cúbrala con una pequeña capa de diesel o queroseno. por pequeña que sea esta. b) Introduzca un clavo de hierro bien limpio y seco en un tubo de ensayo B. Las disoluciones acuosas y las reacciones químicas Apuntes sobre el contenido: Las disoluciones son sistemas dispersos homogéneos formados por dos o más sustancias. solo hasta la mitad de la altura del clavo. que el clavo del tubo C. Son mezclas homogéneas de una sola fase: las proporciones relativas de soluto y disolvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución. al cual se le añade agua de la pila.1. Se distinguen de los demás sistemas dispersos (suspensiones y coloides) por los siguientes rasgos: 1. d) Introduzca un clavo de hierro bien limpio y seco en un tubo de ensayo D. IV) EL AGUA Y LAS DISOLUCIONES Actividad experimental 4. Salgado Labrada 63 . al cual se le añade agua destilada. c) Introduzca un clavo de hierro bien limpio y seco en un tubo de ensayo C. e) Al día siguiente se podrá observar que los clavos de los tubos de ensayo A y B no se han alterado. y que el del tubo D está visiblemente oxidado. el cual tiene en el fondo gel de sílice13 y se cierra herméticamente con un tapón. 13 Gel de sílice es una forma granular y porosa de SiO2 que suele encontrarse comúnmente en la vida diaria en forma de pequeñas esferas envasadas en bolsas transpirables para controlar la humedad local y evitar el deterioro de ciertos b ienes. sus componentes no se pueden separar ni por filtración ni por centrifugación. el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto. Al disolver una sustancia. se ha oxidado ligeramente.Manual de actividades experimentales de Química a) Introduzca un clavo de hierro bien limpio y seco en un tubo de ensayo A. previamente hervida (para que pierda O2 ). 2. Raúl A. hasta que lo sobrepase. d) Utilizando el agitador de vidrio agite el contenido de uno de los vasos de precipitado hasta la disolución total del sólido. 6. 8. aunque no siempre es así. mientras que otra disolución del mismo ácido. pero sin duda alguna. Las propiedades físicas de la disolución son diferentes a las del disolvente puro: la adición de un soluto a un disolvente aumenta su temperatura de ebullición y disminuye su temperatura de congelación. b) Tome dos vasos de precipitado y vierta 20 ml de agua en cada uno. las disoluciones acuosas. Algunas propiedades físicas de una disolución dependen de su concentración. al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas es inferior a 10-8 cm. f) Compare el hecho con la mezcla depositada en el vidrio reloj. hay miles. 7. en la industria. además de los los procesos que ocurren en el suelo. por ejemplo. 4. 6 mol/L. en el hogar. evaporación. en el aire. e) Vierta el contenido de uno de los vasos de precipitado en el otro. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. su densidad será de 1. lo son por por excelencia las que tienen por disolvente al agua. igual masa de Na2 SO4 . esa capacidad del agua de disolución debido a sus extraordinarias propiedades físicas y químicas.18 g/ml. etc.Manual de actividades experimentales de Química 3. etc. Procedimiento para la actividad experimental: a) Sobre un vidrio reloj mezcle 1 g de BaCl2 con igual cantidad de Na2 SO4 . una disolución HCl. Observará la formación de un precipitado blanco. Ecuación de la reacción: BaCl2 (ac) + Na2 SO4 (ac) = BaSO4 (s) + 2 NaCl(ac) Nota: en caso de no tener los reactivos que se utilizan en esta actividad experimental. como la ebullición. al otro. es decir. junto a la abundancia en la Tierra. pueden ser sustituidos por otros. La cantidad de soluto y disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Salgado Labrada 64 . 12 mol/L.10 g/ml. es decir. Sus componentes se pueden separarar por cambios de fases. en el laboratorio. c) A uno de los vasos de precipitado añada 1 g de BaCl2 y. Raúl A. condensación. la adición de un soluto a un disolvente disminuye la presión de vapor de este. Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran. preferiblemente aquellos que en disolución acuosa. Lave el agitador y repita la operación con el segundo vaso. hacen que las disoluciones de este tipo proliferen en cualquier parte. 5. que la vida es un entramado intrincado y complejo de reacciones bioquímicas que suceden en diversos sistemas acuosos. tienen una densidad de 1. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto. tanto así es. den precipitado o produzcan cambio de color y que no sean sustancias higroscópicas. Ejemplos de disoluciones. Tienen ausencia de sedimentación. cuando a través de una dispersión coloidal se hace pasar un haz de luz. El coloide es un estado intermedio entre suspensión y disolución. Leche.2. coloides y disoluciones. normalmente fluida. Los coloides tienen una engañosa apariencia de homogeneidad. etc). cisternas. las partículas son muy grandes.. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espont ánea a agregarse o formar coágulos. Preparación de una dispersión coloidal Raúl A. hecho que se observa en el mayor sistema coloidal: el aire nocturno cuando los faros de un automóvil se encienden o cuando entra luz solar en una habitación oscura. 4. Cuando en la suspensión. por lo general sólidas. niebla. Estudio de los sistemas dispersos Apuntes sobre el contenido: Los sistemas dispersos o dispersiones son mezclas de dos o más sustancias cuyas partículas (moléculas. la leche de magnesia. son suficientemente grandes para reflejar la luz. de acuerdo con sus características se clasifican en suspensiones. el tamaño de las partículas está en un rango entre 10-5 y 10-7 cm. debido a un fenómeno físico llamado efecto Tyndall. etc. clara de huevo.2. la lechada de cal. En los coloides. goma de pegar. Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por un sólido o pequeñas partículas no solubles que es el soluto (fase dispersa) que se dispersa en un medio líquido (fase dispersante o dispersora). neblina. como ocurre cuando hay arena en agua. La fase dispersa es la que se halla en menor proporción. son conocidas como mezclas mecánicas. también es el responsable de la turbidez que presenta una emulsión. y otra dispersa en forma de partículas conglomeradas (micelas). b) Coloque el polvo de arcilla o la tierra en un tubo de ensayo y añada 5 ml de agua. son ejemplos de coloides comunes. bruma. Cuando uno de los componentes es el agua y los otros son sólidos suspendidos en la mezcla. El científico irlandés John Tyndall estudió el efecto que lleva su apellido en 1869. salsa mayonesa. tinta china. gelatina.2. Agítelo bien. Los sistemas dispersos. Vea lo apuntado sobre disoluciones en la actividad experimental 4. Observará la sedimentación del sistema lo que confirma la presencia de una suspensión. formando un cono de luz. su paso se hace visible porque la misma es reflejada por las partículas dispersas en el seno coloidal. sangre. polvo en suspensión. aunque las partículas son demasiado pequeñas para su observación. Un coloide es un sistema formado por dos o más fases: una continua.1.2. Ejemplos de suspensiones comunes son: el café que nos tomamos. iones.Manual de actividades experimentales de Química Actividad experimental 4. Salgado Labrada 65 . pozos (que dejan un asiento de arcilla. c) Déjelo en reposo por 10 minutos. átomos o agregados de estos) se encuentran distribuidas entre sí. entonces se le denomina mezcla mecánica o mezcla grosera. Preparación de una suspensión a) Coloque 2 o 3 g de arcilla o tierra bien seca en un mortero y tritúrela hasta obtener un polvo. pinturas. queso.1. pequeñas partículas de arena. pero no lo son. 4. por citar algún ejemplo. El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas que significa “que puede pegarse”. En las suspensiones el tamaño de las partículas es mayor que 10 -5 cm. Por ello. crema de manos. las aguas de los ríos. espuma. humo. el par de e. Un enlace polar no provoca siempre una molécula polar. entonces. En el agua los e. El enlace es más polar cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los átomos que se enlazan. Para ello. sin embargo. Observará la formación de un cono de luz. etc.2. Al formarse una sustancia con enlace iónico.3. Apuntes sobre el contenido: La polaridad es una propiedad de las moléculas dada por la separación de las cargas eléctricas en ellas. Salgado Labrada 66 . cuya dirección va de la carga negativa a la positiva. esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que forman el enlace. La ausencia del efecto Tyndall confirmará la presencia de una disolución. Serán también apolares las moléculas simétricas por el mismo motivo. Se define como una magnitud vectorial con módulo igual al producto de la carga q. Preparación de una disolución a) Añada a un tubo de ensayo que contiene 10 ml de agua destilada. para averiguar si una molécula lo es. lo que confirma el efecto Tyndall y. c) Con una linterna o algo apropiado para ello. b) Agite el tubo de ensayo hasta la disolución total de la sal. El agua. La polaridad es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces.tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad. b) Añada 2 o 3 g de una disolución saturada de Fe(OH)3 . por ejemplo. lo que le confiere cierta polaridad. Determinación cualitativa de la polaridad del agua. por ende. haga pasar un haz luz a través del contenido del vaso de precipitado. de esta manera una molécula que solo contiene enlaces apolares es siempre apolar. ya que los momentos dipolares de sus enlaces son nulos. Actividad experimental 4. c) Al igual que hizo con la dispersión coloidal. es una molécula fuertemente polar ya que los momentos dipolares de los enlaces dispuestos en "V" se suman ofreciendo una densidad de carga negativa en el oxígeno y dejando los hidrógenos casi sin e-. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades como la solubilidad. que es un sistema de dos cargas cercanas entre sí. haga pasar a través de la disolución un haz de luz. que tienen signos opuestos e igual magnitud. sustancia que también es polar. 2 o 3 cristales de KMnO 4 o K2 Cr2 O7 . temperatura de fusión y ebullición. previamente envasado en un tubo de ensayo grande. En moléculas diatómicas son apolares las moléculas formadas por un solo elemento o elementos con diferencia de electronegatividad muy reducida. observaremos su carácter polar o apolar. hay que atender a la cantidad de enlaces polares y la estructura de la molécula.en los átomos de hidrógeno son fuertemente atraídos por el átomo de oxígeno y están. 4. la presencia de un coloide. así pues. entonces. fuerzas intermoleculares. Una sustancia muy polar es el NaCl que se puede disociar en el agua. en Raúl A. Esta actividad se puede hacer preparando una disolución coloidal con agua y clara de huevo o con FeCl3 . Analizando si la suma vectorial es nula o no. dos átomos iguales atraerán al par de e.Manual de actividades experimentales de Química a) Caliente hasta la ebullición 50 ml de agua contenida en un vaso de precipitado y retire la llama. la fuerza de atracción es diferente. es necesario determinar un parámetro físico llamado momento dipolar del dipolo eléctrico.2. si los átomos son de diferente naturaleza. se forma un dipolo eléctrico. por la distancia que las separa d.covalente con la misma fuerza y permanecerán en el centro haciendo que el enlace sea apolar. d) Deje salir un pequeño chorro de agua de la bureta o jeringa y acerque la varilla plástica. ese apelativo lo merece por su comportamiento químico y físico. granizo y escarcha. de forma tal que permita recoger el agua proveniente de la bureta o jeringa. más cerca del núcleo del oxígeno que de los del hidrógeno. El agua tiene la capacidad de flotar cuando se solidifica en su propio líquido.4. también en forma de nieve. b) Coloque debajo un vaso de precipitado. Observará la desviación que experimenta el chorro a causa del dipolo permanente que presenta el agua. la molécula de agua tiene una densidad de carga negativa (δ-) en el oxígeno y una positiva (δ+) en los átomos de hidrógeno. la neblina y en las nubes. la encontramos en forma de vapor común en la niebla. Ga. como líquido cubriendo las tres cuartas partes de la superficie terrestre en forma de pantanos. Esta característica es solo compartida con cinco sustancia en la naturaleza. sin embargo. uno de los atributos que la hace sorprendente es su capacidad de disolver a muchas Raúl A. Bi. Salgado Labrada 67 . El agua es la única sustancia que a TPEA se encuentra en los tres estados físicos: sólido. Sb y el Si. y en las nubes formadas por cristales de hielo. como gas. Por esto. lagos. ellas son: CH3 COOH. Ello demuestra su polaridad. líquido y gaseoso. siempre en un solo sentido. Como sólido o hielo se encuentra en los glaciares y los casquetes polares. δδ+ δ+ Procedimiento para la actividad experimental: a) Monte un soporte con una pinza para que sujete una bureta o una jeringa con agua destilada. Actividad experimental 4. ríos. Preparación de una disolución Apuntes sobre el contenido: No por gusto se dice que el agua es la sustancia más extraordinaria del mundo. c) Frote fuertemente una pequeña varilla plástica con papel periódico. mares y océanos y.Manual de actividades experimentales de Química realidad. así como en las superficies de agua en invierno. Por ejemplo: el CuSO4 e incluso el azul de metileno. Procedimiento para la actividad experimental: a) Deposite en un vaso de precipitado pequeño que contiene agua. Factores que influyen en la velocidad de disolución de un sólido en agua Apuntes sobre el contenido: La solubilidad es una medida de la capacidad que tiene una sustancia de disolverse en un medio disolvente. se disuelve el etanol y la sal. b) Agite y notará que pronto los cristales desaparecen de nuestra vista. Salgado Labrada 68 . a una temperatura establecida. por cuya razón la disolución toma un color uniforme.5. en el agua. adquiriendo la disolución uniformemente un color violáceo. ya que debido a este carácter. En algunas condiciones se puede sobrepasar ese máximo de soluto que se disuelve a una temperatura dada y pasan a denominarse como“disoluciones sobresaturadas”. unos pequeños cristales de KMnO4 . El método preferido para hacer que el soluto se disuelva en esta clase de disoluciones es calentarla primero y enfriar hasta temperatura ambiente después (normalmente 25 ºC). El concepto disolución (y no necesariamente acuosa) se define como el sistema disperso homogéneo de dos o más sustancias. es por eso que se le llama el disolvente universal. porque no se podrá estar agregando soluto indefinidamente. No todas las sustancias se disuelven en un mismo disolvente. gracias a ello existen las disoluciones en todas sus formas y manifestaciones. implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente. en tanto que el aceite y la gasolina no lo hacen. Actividad experimental 4. en dicho caso se establece que la disolución está saturada. En la solubilidad. es homogéneo porque no se pueden distinguir sus componentes.) c) Observe el aspecto homogéneo de la disolución. cuya composición puede variar dentro de ciertos límites. la sustancia será más o menos Raúl A. ¿Qué significa esto? La disolución es un sistema disperso porque constituye una mezcla de dos o más sustancias. por ejemplo. de color violeta muy oscuro. aunque la parte líquida siga siendo una disolución saturada. (De la superficie de los cristales se han desprendido partículas coloreadas que pasan a la disolución y se han difundido por toda ella. esto haría que el sistema en su conjunto se transformara en un mezcla ordinaria donde se ven claramente el soluto y el disolvente. se ve como un todo uniforme. Nota: esta actividad experimental puede hacerse con cualquier sal coloreada y soluble en agua. y su composición puede variar dentro de ciertos límites. el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho.Manual de actividades experimentales de Química sustancias. por supuesto. la temperatura. Entonces para que un compuesto sea soluble en este ha de tener escasa polaridad. hidratación. Hay cuatro factores muy asociados al proceso de solubilidad. Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad como son: los alcanos. Así. por ejemplo. La solubilidad de un soluto en un determinado disolvente depende principalmente de la temperatura. ellos son: naturaleza de las sustancias. La agitación mecánica propicia el mismo efecto que la temperatura ya que favorece la difusión. Raúl A. Procedimiento para la actividad experimental: 14 Entropía. En el agua líquida a altas temperaturas. lo anterior se logra dividiendo cada vez más.Manual de actividades experimentales de Química soluble. El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las disoluciones. ¿Por qué una piedra común no se disuelve en agua? Por la naturaleza de esta. de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía 14 . pero nunca disminuye. Salgado Labrada 69 . la solubilidad aumenta con la temperatura hasta 100 °C . el soluto sólido. un factor nada despreciable es la naturaleza de las sustancias. la superficie de contacto y la agitación. En cualquier transformación que se produce en un sistema aislado. la solubilidad de los solutos iónicos tiende a disminuir. la entropía del mismo aumenta o permanece constante. se implementa en estos procesos. cuando un sistema aislado alcanza una configuración de entropía máxima. así como de la temperatura y la presión del sistema. Como las interacciones soluto-disolvente se originan en la región de contacto entre ellos. debido al cambio de las propiedades y la estructura del agua líquida. El efecto de la temperatura sobre la solubilidad descansa en que a medida que esta aumente. aumentando la velocidad de disolución. ya no puede experimentar cambios: ha alcanzado el equilibrio. y por tanto su proximidad al equilibrio térmico. ¿Por qué una sustancia apolar no se disuelve en agua y una iónica sí? Por la misma razón. Para muchos sólidos disueltos en el agua. lo más finamente posible. La trituración (del soluto) es un elemento que provoca en él mayor superficie de contacto entre el soluto pulverizado y el disolvente líquido. es decir. es decir. aumentan también. el incrementar la superficie de contacto entre ambas fases. sus interacciones. los compuestos aromáticos y los derivados halogenados. tal compuesto no ha de tener más de un grupo polar. las interacciones entre el soluto y el disolvente. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el disolvente es agua. dada en la propia estructura interna de ellas. Por último. la velocidad media de las partículas del soluto y del disolvente. los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico. es decir. y los choques entre ellas. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto. La agitación es un método. que de oficio. aumentará la velocidad de disolución. función de estado que mide el desorden de un sistema físico o químico. aunque existen casos que presentan un comportamiento inverso. 2. simultáneamente 1 g de CuSO4 en polvo. Aumento de la temperatura a) Prepare dos vasos de precipitado. c) Agite con una varilla de vidrio el CuSO4 depositado en uno de los vasos de precipitado hasta que se disuelva totalmente. cada uno con 100 ml de agua. mientras que en el otro vaso de precipitado se deja que el proceso de disolución ocurra por sí solo. d) Deposite en ambos vasos de precipitado. b) Añada sendos vasos de precipitado 1 g de CuSO4 previamente triturado.14. Mida el tiempo consumido en embos casos. Mida el tiempo consumido en ambos recipientes. Salgado Labrada 70 . mientras que el otro no. c) Retire la llama y coloque el vaso de precipitado caliente junto al otro recipiente. b) Suministre calor a uno de los dos vasos de precipitado hasta que comience la ebullición. Solubilidad de sólidos en distintos disolventes Apuntes sobre el contenido: ¿Por qué el agua disuelve algunas sustancia y a otras no? Raúl A. b) Añada simultáneamente a uno de los vasos de precipitado 1 g de cristales (grandes) de CuSO4 y al otro.14.1. Observará que el vaso donde está el CuSO4 fue agitado se disuelve rápidamente.14. cada uno con 100 ml de agua. c) Con el cronómetro mida el tiempo que tardan en disolverse ambas formas de la sal.3. Agitación mecánica a) Prepare dos vasos de precipitado. cada uno con 100 ml de agua. Deje que el proceso de disolución en ambos casos ocurra por sí solo. Actividad experimental 4. Superficie de contacto a) Prepare dos vasos de precipitado. la misma cantidad de esta sal. 4. pero previamente triturada en el mortero.Manual de actividades experimentales de Química 4.6. Observará que la sal se disuelve más rápido en el vaso de precipitado que contiene agua caliente que el otro que contienen agua a temperatura ambiente. 4. mientras que el otro no. Observará que el vaso donde está el CuSO4 triturado se disuelve rápidamente. luego una nueva capa. así cualquier sustancia que se disuelva en toda su extensión en agua. pero por lo general no se forman iones. por ejemplo. esto explica porqué las disoluciones resultantes de este proceso son malas conductoras de la corriente eléctrica. lo único que sucede es la separación de sus moléculas del enrejado cristalino. Cuando lo que se disuelve en agua es una sustancia con enlaces covalentes pocos polares o no polares. Figura a: disolución del NaCl por la acción del agua. El proceso de disolución está íntimamente vinculado con el de difusión. Salgado Labrada 71 . Cuando un compuesto iónico se disuelve en agua (figura a).Manual de actividades experimentales de Química El agua está formada por moléculas polares. responsables de la conductividad eléctrica de la disolución resultante. primero su capa más externa. debilitándose las interacciones soluto-soluto. los extremos positivos de la molécula del agua (H+) son atraídos por los aniones que contienen iones con carga negativa. y así sucesivamente hasta que se disocian y difunden totalmente. ellas se agrupan alrededor de los iones o moléculas de la otra sustancia para disociarlas. y en el proceso de disolución. se va difundiendo poco a poco por todo el líquido. produciéndose así la disociación de los iones + y – del compuesto iónico. mientras que los extremos negativos de la propia molécula de agua (O2-) son atraídos por los cationes que contienen iones con carga positiva. Figura b: disolución de la sacarosa por la acción del agua Raúl A. el azúcar. a la luz de las concepciones modernas de la estructura de las sustancias. esto explica porqué las disoluciones resultantes de este proceso son buenas conductoras de la corriente eléctrica. Figura c: disolución del HCl por la acción del agua Para saber qué sustancias se disuelven o no en un determinado disolvente. Salgado Labrada 72 . el agua. siempre tendremos que apelar a una antigua regla empírica. reside en que si las moléculas del disolvente no presentan polaridad o son poco polares.Manual de actividades experimentales de Química Si por el contrario. por regla general. por ejemplo. Esto debe estar relacionado con el hecho de que cuando las estructuras del soluto y el disolvente son semejantes se beneficia la difusión y las interacciones entre ellas y se sabe que las interacciones soluto-disolvente son las que favorecen el proceso de disolución. pero resulta un mal disolvente para las moléculas apolares. benceno. por ejemplo. éter.. cuando las moléculas del disolvente son de una polaridad pronunciada. lo harán con mucha dificultad las moléculas muy polares y prácticamente no se disuelven las sustancias iónicas. la sustancia que se disuelve en agua es una sustancia con enlaces covalentes polares. en dichas sustancias se disuelven bien las sustancias que también son apolares o poco polares. etc. primero ocurre la ionización y luego la disociación de de las moléculas de HCl. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. según la cual: “lo semejante disuelve a lo semejante”. Al contrario. por ejemplo. esta disuelve fácilmente sustancias polares y las de tipo iónicas. el cloruro de hidrógeno. El sentido de esta regla. 3 y 4. Compuestos insolubles Carbonatos (CO3 2-). Ca2+. K+. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25ºC Compuestos solubles Los que tengan iones metálicos alcalinos (Li+. Ba2+. f) Agregue agua a uno de los tubos que contienen NaCl y uno de los tubos que contienen parafina (tubos 1 y 3). Solubilidad de distintos sólidos en agua a temperatura ambiente Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes para la actividad experimental anterior. Salgado Labrada 73 . Nitratos (NO3 -).Manual de actividades experimentales de Química e) En una gradilla coloque cuatro tubos de ensayos o probetas pequeñas. 2. Cs+) y el ion amonio NH4 +. Rb+. Hg2+ y Pb2+. K+. Actividad experimental 4.7. fosfatos (PO4 3-). i) Agite ambos tubos y se observará que la sal no se disuelve. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. excepto los de Ag+. sulfuros (S2-) e hidróxidos (OH-). Sr2+. Hg2 2+ y Pb2+. En los tubos 1 y 2 se ponen cantidades discretas de NaCl y en los 3 y la 4 se depositan trocitos de parafina. excepto los de Ag+. Rb+. Cs+) y el ion amonio NH4 +. pero no la parafina. h) En los tubos restantes se añade queroseno (o benceno) (tubos 2 y 4). rotuladas con los números 1. I-). Br-. g) Agite ambos tubos y se observará que la sal se disuelve. pero si la parafina. Los halogenuros (Cl-.Na+. bicarbonatos (HCO3 -) y cloratos (ClO3 -). cromatos (CrO4 2-).Na+. Sulfatos (SO4 2-). excepto los que contengan los iones (Li+. en el segundo tubo. Salgado Labrada 74 .P Donde:  P es la presión parcial del gas. la temperatura y el líquido. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. una pequeñita cantidad de arena. Ca(OH)2 y en el tercero. Las unidades de la constante k dependen de las unidades elegidas para expresar la concentración y la presión. Agítelo y déjelo asentar. Solubilidad de los gases Apuntes sobre el contenido: Los gases se disuelven en los líquidos en una proporción que depende de la naturaleza de ambos. Colóquelos en una gradilla.  ks es la constante de Henry. Para evitarlo. Las disoluciones de gases obedecen a la ley de Henry. Al disminuir la presión parcial de los distintos gases. 2 g de hidróxido de calcio. c) Añada a cada tubo de ensayo 10 ml de agua. b) En el tubo 1. según la cual. Actividad experimental 4.  S (gas) es el coeficiente de solubilidad del gas. Matemáticamente se formula del siguiente modo: S(gas) = ks. que depende de la naturaleza del gas. con el consiguiente riesgo de una eventual formación de burbujas. ponga 2 g de nitrato de cobre (II). el hidróxido lo hace parcialmente y la arena es prácticamente insoluble. la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura. 2 y 3. Un ejemplo de la aplicación de esta ley está dado por las precauciones que deben tomarse al volver a un buzo a la superficie. Salvo excepciones. Observará que el nitrato se disuelve totalmente.Manual de actividades experimentales de Química a) Rotule tres tubos de ensayo con los números 1. a una temperatura dada. Cu(NO3 )2 .8. la masa de gas disuelto en una cantidad determinada de líquido es proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la superficie del mismo. disminuye la solubilidad de los mismos en la sangre. esta descompresión debe efectuarse lentamente. el proceso absorbe calor. Cambios energéticos en el proceso de disolución Apuntes sobre el contenido: En el proceso de disolución ocurren eventos similares a los que suceden en una reacción química: tienen lugar cambios estructurales. 3. el CO2 se desprende más rápidamente que en el vaso A (el frío).1. Determinada energía necesaria para poder separar las moléculas o los iones del soluto que se está disolviendo (Es-s). ya sea consumida. que [Es-s + Ed-d ] < Es-d . Casi todos estos procesos absorben o desprenden energía. ya sea generada. es exotérmico ΔH < 0.Manual de actividades experimentales de Química a) Vierta en sendos vasos de precipitado (A y B) 50 ml de disolución de NaHCO3 . se involucran tres factores energéticos principales: 1.4. jugo de naranja agria. por lo general en forma de calor más o menos apreciable. ¿Qué puede pasar? 1ro. menos capacidad de disolución en agua tiene el CO2 . el NaCl y el agua se pueden regenerar mediante la destilación. mientras que en las reacciones químicas (ordinarias) no. ¿Por qué? Porque precisamente la ruptura y formación de esos nuevos enlaces involucra determinada energía. tales como el rompimiento y la formación de nuevos enlaces químicos para que se produzca la disolución de la sustancia. este nunca vuelve a ser papel ya que fue transformado definitivamente. Esto indica que a mayor temperatura. Proceso endotérmico Raúl A. que [Es-s + Ed-d ] > Es-d . En el proceso de disolución de un sólido en agua. como ocurre cuando se quema un papel. Determinada energía liberada en la interacción entre las moléculas o los iones del sólido que se está disolviendo con las moléculas separadas del agua (Es-d ). y que pueden ser percibidas de alguna manera. c) Añada simultáneamente a ambos vasos de precipitado.9. La diferencia más importante que hay entre reacción química y proceso de disolución radica en que las sustancias que intervienen en la disolución pueden ser recuperadas por métodos físicos. Determinada energía necesaria para que las moléculas de agua se separen entre sí (Ed-d ). Actividad experimental 4. es endotérmico ΔH > 0. 2. como ocurre con el NaCl que se disuelve en agua. Salgado Labrada 75 . el proceso desprende calor. Procedimiento para la actividad experimental: 3. 2do. b) Enfríe el vaso de precipitado A y caliente moderadamente el vaso B. Observará que en el vaso B (el que está caliente). 2. d) Coloque el termómetro en el tubo de ensayo que contiene a la disolución. agite hasta que se disuelva. Proceso exotérmico a) Ponga 2 g de NaOH en un tubo de ensayo. 3. b) Coloque el termómetro en el agua. c) Añada 5 ml de agua al tubo de ensayo que contiene al NaOH. b) Coloque el termómetro en el agua. determine y anote la temperatura. Observará que ha disminuido con respecto a la temperatura ambiente. e) Extraiga el termómetro y séquelo. Salgado Labrada 76 . Apuntes sobre el contenido: Raúl A. c) Añada 5 ml de agua al tubo de ensayo que contiene la urea.Manual de actividades experimentales de Química a) Ponga 2 g de urea en un tubo de ensayo.10. determine y anote la temperatura. Determine y anote la temperatura. Actividad experimental 4. Determine y anote la temperatura. Preparación de una disolución saturada. Observará que ha aumentado con respecto a la temperatura ambiente. d) Coloque el termómetro en el tubo de ensayo que contiene a la disolución.4. agite hasta que se disuelva. e) Extraiga el termómetro y séquelo. de modo que. con respecto a 30ºC es una disolución no saturada. saturar el mercado de cierta mercancía. pues a esta temperatura admite hasta 246 g. si hubiera más. pues contiene 200g disueltos y a esa temperatura normalmente solo se disuelven 183g. En química tiene igual significado. Nunca se podrá hablar de procesos de disolución sin mencionar la temperatura. 246 g de X anhidro saturan 100 g de agua.Manual de actividades experimentales de Química El vocablo “saturar” significa proporcionar algo. Las disoluciones sobresaturadas son aquellas que tienen mayor cantidad de soluto disuelto que el que corresponde a la saturación a una temperatura dada.100 g de agua 183. están llenas. todavía pueden disolver. 183 g de X anhidro saturan 100 g de agua y que a 30ºC. Si tratáramos de disolver 200 g de X a 20ºC. las disoluciones no saturadas son aquellas cuya concentración es menor que la correspondiente al estado de saturación.0 Significa que a 20ºC. entonces es una disolución sobresaturada respecto a la saturada a esa temperatura. pero aplicado a la masa de sustancia (soluto) que se disuelve en un disolvente. Las disoluciones se clasifican de acuerdo con el grado de saturación en no saturadas. Si se deja enfriar lentamente hasta 20ºC. Esto provocaría la cristalización de los 17g de soluto en exceso. Se llega a un momento en que en el seno de la disolución se producen dos procesos simultáneos en equilibrio: cristalización y disolución. Salgado Labrada 77 . a diferencia de las saturadas. sobraría. Para saturarla solo basta añadir un pequeño cristal de la sal o de otra que posea la misma estructura cristalina. concentrada o muy concentrada. pero si calentamos la disolución a 30ºC el exceso de sal (17 g) si se disolverían. diluida. o mover el recipiente. más soluto. no lo lograríamos. entonces cierto número de partículas de soluto empiezan a cristalizar y depositarse en el fondo del recipiente. Suele sugerir idea de exceso. ¿Cómo se produce una disolución sobresaturada? Imaginemos que para una sal X se tiene caracterizado su coeficiente de solubilidad: TºC 20ºC 30ºC M(X)/g. sin variar las condiciones exteriores. empleadas corrientemente al referirse a una disolución dada. pues esta siempre va a condicionar el hecho químico. por ejemplo. saturadas y sobresaturadas. Por eso se dice que la disolución saturada es aquella en la que el soluto disuelto se encuentra en equilibrio estable con el exceso de soluto no disuelto a una determinada temperatura. Es importante señalar que las expresiones: muy diluida. Las disoluciones saturadas son aquellas que ya no admiten más soluto disuelto bajo determinada situación. si bien expresa una gradación creciente Raúl A. entonces.0 246. Dependiendo de la proporción de soluto con respecto al disolvente.Manual de actividades experimentales de Química en la cantidad de soluto disuelto. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. Salgado Labrada 78 . siempre quede un residuo de la sal que no logra pasar a la disolución. son imprecisas y nada nos dicen para poder identificar una disolución. es una disolución saturada a temperatura ambiente. Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes para la actividad experimental anterior. etc. una disolución puede estar diluida o concentrada:  disolución diluida: es aquella en donde la cantidad de soluto está en una pequeña proporción en un volumen determinado. Actividad experimental 4. Este exceso permanecerá aparentemente sin disolverse.11. Las disoluciones saturadas y sobresaturadas son altamente concentradas. generalmente más intensamente coloreada estará.. Procedimiento para la actividad experimental: a) En un vaso de precipitado que contiene unos 100 ml de agua añada una pequeña cantidad de una sal soluble en agua (CuSO4 . KMnO4. Preparación de una disolución sobresaturada. etc. que posee un exceso de sólido que no ha podido disolverse. c) Siga añadiendo poco a poco la sal hasta que. la cual queda caracterizada tan solo si se indica la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de disolución en términos de m(D) o V(D). sabor. la de una limonada por su sabor y olor. Puede ser azúcar. Esos términos relacionan la cantidad de una sustancia con la intensidad observable de los efectos o propiedades. Una regla práctica es que cuanto más concentrada es una disolución cromática. conductividad eléctrica. Por ejemplo.). La disolución así obtenida. tales como el color. olor. la del agua azucarada por su sabor. la concentración de un refresco puede determinarse por la intensidad de su color y sabor. b) Agite para facilitar la disolución. a pesar de continuar agitando. viscosidad. causados por esa sustancia.  disolución concentrada: es la que tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado. Preparación de una disolución de determinada concentración másica. Apuntes sobre el contenido: Hay diferentes formas de expresar las cantidades relativas de los componentes de una disolución. disolución 1 M (1 molar) = 1 mol/l. Tápelo con un vidrio reloj.). Raúl A. b) Caliente el sistema suavemente y con poca llama y observará que la sal se disuelve totalmente. que posee un exceso de sólido que no habría podido disolverse a temperatura ambiente.l-1 . Ellas se pueden enunciar en términos de composición o concentración: I) Cocentración: relaciona determinada magnitud con el volumen de la disolución V(D). en lugar de añadir un cristalito de la sal. por ejemplo. También suele decirse. c) Retire la llama. 2.Manual de actividades experimentales de Química a) En un vaso de precipitado añada 3 o 4 g de NaCH3 COO (acetato de sodio) y luego eche 3 o 4 gotas de agua para humedecer la sal). La disolución obtenida en c. La sal se mantiene disuelta y no cristalizará. se logró disolver la sal a una nueva temperatura (tienen mayor cantidad de soluto disuelto que el que corresponde a la saturación). introduce un agitador de vidrio a la disolución. pero no de la disolución. d) Luego añada un cristalito de acetato a la disolución y observe la rápida formación de los cristales a causa del soluto que estaba disuelto en exceso. Na2 S2 O3 . Puede ser tiosulfato de sodio.l-1 Es importante señalar que la concentración es de determinado soluto o del disolvente. Actividad experimental 4. Igual efecto se obtiene si. Esta disolución cristaliza el exceso de soluto fácilmente. Por ejemplo: a) Concentración molar o de la cantidad de sustancia: c( X )  n( X ) m( X ) o c( X )  V ( D) M ( X )  V ( D) Se expresa usualmente en mol/l o mol. Salgado Labrada 79 .3 M = 2.3 mol/l.12. etc. manténgalo tapado y permita que la disolución alcance la temperatura ambiente en ABSOLUTO REPOSO. es una disolución sobresaturada. b) Concentración másica:  ( X )  m( X ) V ( D) Se expresa en g/l o g. sales.  x  100 Fracción másica:  x  La composición de una disolución no cambia cuando la temperatura varía.5 mol/l. es decir. II) Composición: relaciona determinada magnitud con la masa de la disolución m(D). entonces hay que tomar en cuenta que la sal ya contiene en su composición al agua. siempre y cuando esté expresado en términos de composición.64 CuSO4  5H 2O 250 Como ya se sabe. Por ejemplo: m( X ) m( D ) La composición al tanto por ciento en masa de soluto en una disolución se define como la fracción másica multiplicada por 100. del componente que falta.5 mol/l.1 mol/l. Conocido el tanto por ciento en masa de (n-1) componentes de una disolución. Veamos su algoritmo de cálculo: La fracción másica  ( CuSO4 160 g )  0. si le añadimos LiF para hacerla c(LiF) = 0. Si se tiene CuSO4 . se necesita 40 g de CuSO4 anhídro. para preparar esta disolución. pues aunque se dilate o se contraiga. y ella cuenta en la preparación de la disolución. c(NaCl) seguirá siendo 0. Salgado Labrada 80 . y como este volumen cambia con la temperatura. entonces el cálculo de la masa de la sal hidratada sería: Raúl A. La adición de un nuevo soluto altera inmediatamente la composición de la disolución.5mol/l? Si se tiene CuSO4 (anhídro). n(X) por volumen de disolución o de disolvente. la concentración del soluto cambia también. por ejemplo. unas veces anhídras. no cambia la concentración de los solutos anteriores en la disolución. el cálculo de la masa de la sal tiene el siguiente algoritmo: c(CuSO4 )  m(CuSO4 ) M (CuSO4 ) V ( D) m(CuSO4 )  c(CuSO4 )  M (CuSO4 )  V ( D) m(CuSO4 )  0. sus masas permanecen constantes. ¿Cómo preparar 500 ml de disolución de CuSO4 0. Muchas veces se necesita preparar disoluciones con una determinada concentración y se tienen.5l m(CuSO4 )  40 g Para preparar los 500 ml de disolución se debe tomar 40 g de CuSO4 (anhídro) y añadir agua hasta completar el volumen deseado.Manual de actividades experimentales de Química Las concentraciones se expresan en términos de m(X).5mol / l  160 g / mol  0. es posible conocer la composición total de la disolución. otras veces hidratadas. si c(NaCl) =0. o sea. por ejemplo. La adición de un nuevo soluto en cantidades que no alteren el volumen de la disolución.5H2 O. si no hay variación en el volumen o si este es despreciable. 5mol / l  250 g / mol  0. El cálculo también se puede hacer aplicando la ecuación de definición de c(X).25 l Raúl A.5l m(CuSO4 )  62.5 g (40 g de CuSO4 y 22.5H2 O y añadir agua hasta completar el volumen deseado.5 g de H2 O que contienen la sal hidratada).l-1 Cálculo de  (NaCl ) m(NaCl) =5 g V (D) = 250 ml = 0. b) Viértalo en un matraz aforado de 250 ml de capacidad. Salgado Labrada 81 .64 Para preparar los 500 ml de disolución se debe tomar 62. se habrá obtenido una disolución  ( NaCl )  20 g / l o 20 g. c(CuSO4  5H 2O)  n(CuSO4  5H 2O) m(CuSO4  5H 2O)  V ( D) M (CuSO4  5H 2O)  V ( D) m(CuSO4  5H 2O)  c(CuSO4  5H 2O)  M (CuSO4  5H 2O)  V ( D) m(CuSO4 )  0.5H2 O) m(CuSO4  5H 2O)  40 g  62.5g Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en un vidrio reloj 5 g de NaCl.Manual de actividades experimentales de Química 40 g = 0. e) Complete con agua hasta alcanzar el aforo del frasco que señala el volumen de 250 ml. 0. d) Agite moviendo circular y suavemente el matraz para disolver la sal contenida en él. c) Con unos 100 ml de agua arrastre hacia el matraz el remanente de la sal que quedó en el vidrio reloj.64 m (CuSO4 .5 g de CuSO4 . 5 g  mol Actividad experimental 4. sales. ¿Cómo preparar 200 g de disolución de CuSO4 al 15 %? Si se tiene CuSO4 (anhídro). m( D) El tanto por ciento en masa de un soluto en cualquier disolución. es entonces.25l Concentración molar de la disolución: c( NaCl )   ( NaCl ) M ( NaCl ) 20 g  l 1 . c( NaCl )  0. por ejemplo.13. unas veces anhídras.15 100 CuSO  m(CuSO4 ) m( D) 4 4 m(CuSO4 )  m( D)  CuSO4 m(CuSO4 )  200 g  0. otras hidratadas. la industria.  x 100 Muchas veces se necesita preparar disoluciones con una determinada composición y se tienen. Preparación de una disolución al tanto por ciento en masa de soluto Apuntes sobre el contenido: Las disoluciones expresadas al tanto por ciento en masa del soluto constituyen una manera muy común de preparar diversos productos de la vida cotidiana. Salgado Labrada 82 . La fracción másica  x de cualquier disolución es la relación entre la masa del soluto m(X) y la masa de la disolución m(D): X  m( X ) . la agricultura y la farmacología.15 m(CuSO4 )  30 g Raúl A. el cálculo de la masa de la sal tiene el siguiente algoritmo: CuSO 100  15% 4 CuSO  15  0.34mol  l 1 c( NaCl )  1 58. por citar ejemplos.  ( NaCl )  20 g  l 1 0. es adimensional.Manual de actividades experimentales de Química  ( NaCl )  m( NaCl ) V ( D)  ( NaCl )  5g . 12 ml) hasta completar la masa deseada. d) Añada la cantidad de la sal del vidrio reloj en el vaso de precipitado con agua. entonces hay que tomar en cuenta que esta ya contiene en su composición al agua. Cálculo de  NaCl100 m(NaCl) = 5 g m(H2 O) = 245 g (porque la densidad del H2 O es ≈1 g/ml) m (D) = m(NaCl) + m(H2 O) Raúl A. b) Mida 245 ml con ayuda de una probeta. Se debe arrastrar. entonces el cálculo de la masa de la sal hidratada sería: 30 g = 0.88 g (30 g de CuSO4 y 16. c) Vierta un poco del agua medida en un vaso de precipitado limpio.5H2 O. Salgado Labrada 83 . Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en un vidrio reloj 5 g de NaCl previamente triturada.64 Para preparar los 200 g de disolución se debe tomar 46.12 g de agua (153.64 CuSO4  5H 2O 250 Como ya se sabe. e) Añada el volumen de agua restante al vaso de precipitado y agite hasta su total disolución. utilizando parte del agua medida las trazas de sal que puedan quedar en el vidrio reloj. para preparar esta disolución.Manual de actividades experimentales de Química Para preparar los 200 g de disolución se debe tomar 30 g de CuSO4 y añadir 170 g de agua (170 ml) hasta completar la masa deseada.88 g de CuSO4 .88 g de H2 O que contienen la sal hidratada). 0.64 m (CuSO4 . y hay que tomarla en cuenta en la preparación de la disolución. Si se tiene sal hidratada como el CuSO4 . f) Calcule  NaCl100 en la disolución preparada.5H2 O) m(CuSO4  5H 2O)  30 g  46. se necesita 30 g de CuSO4 anhídro.5H2 O y añadir 153. Veamos su algoritmo de cálculo: La fracción másica  ( CuSO4 160 g )  0. 14. por la presencia de iones Mg2+. 2. Dureza permanente: debido a la presencia de iones Mg2+. acompañados de los iones SO4 2-.y Cl. en particular. Salgado Labrada 84 . La dureza temporal puede ser eliminada al hervir el agua: calor Ca(HCO3 )2 (ac) = CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2 O calor Mg(HCO3 )2 (ac) = MgCO3 (s) + CO2 (g) + H2 O calor Fe(HCO3 )2 (ac) = FeCO3 (s) + CO2 (g) + H2 O ¿Por qué se ablanda el agua? Los carbonatos: CaCO3. con el tiempo. adquieren una costra de estas sales por precipitación continua. MgCO3. esto hace que la dureza temporal aumente. La dureza del agua puede ser: 1. si por el contrario aumenta esta concentración.02  100  2% Actividad experimental 4. SO4 2-. FeCO3.Manual de actividades experimentales de Química m (D) = 5 g + 245 g m (D) = 250 g  NaCl  m( NaCl ) 5g = = 0. así que hervir el agua contribuye a la formación de carbonatos que precipitarán. Muchos jarros que en nuestros hogares se utilizan para hervir agua. Determinación de la dureza del agua Apuntes sobre el contenido: Se denomina dureza del agua a la concentración de compuestos minerales que hay en una determinada cantidad de agua. NO3 . Fe2+ y Ca2+. el grado de dureza es directamente proporcional a la concentración de estas sales y se calcula. Fe2+ y Ca2+. que acompañados de iones HCO3 -. genéricamente. Este proceso de disolución y precipitación es el que provoca las formaciones de estalagmitas y estalactitas en diversas cavernas.02 m( D) 250 g  NaCl  100  0.son los causantes de este fenómeno. dejando el agua. puede hacerlo también la solubilidad de carbonatos. que en agua fría. NO3 . Raúl A. Dureza temporal: debido a la presencia de iones Mg2+. a partir de la suma de las concentraciones de diferentes sales en mg/l de agua. Fe2+ y Ca2+. son menos solubles en agua caliente. La aguas duras también pueden ablandarse por la adición del Ca(OH)2 ): Ca(HCO3 )2 (ac) + Ca(OH)2 (ac) = 2 CaCO3 (s) + 2 H2 O Mg(HCO3 )2 (ac) + Ca(OH)2 (ac) = 2 MgCO3 (s) + 2 H2 O Los carbonatos pueden precipitarse cuando la c(HCO3 -) disminuye y la dureza temporal lo hace también.y Cl-. acompañados de iones HCO3 -. menos dura. minerales constituidos por Al. 1 g de este disuelto en 100 ml de etanol. La dureza del agua también se puede percibir por el sabor de ella. que luego se separan. es la descalcificación de esta mediante resinas de intercambio iónico.Manual de actividades experimentales de Química Esta dureza se puede eliminar utilizando la lechada de cal (Ca(OH)2 ): Ca(HCO3 )2 (ac) + Ca(OH)2 (ac) = 2 CaCO3 (s) + 2 H2 O Mg(HCO3 )2 (ac) + Ca(OH)2 (ac) = MgCO3 (s) + CaCO3 (s) + 2 H2 O MgSO4 (ac) + Ca(OH)2 (ac) = Ca SO4 (s) + Mg(OH)2 (s) Otro proceso para la eliminación de la dureza del agua. CaZe y MgZe). también solubles. 10 ml de agua destilada y añada 5 gotas de disolución patrón de jabón. llamada agua tratada. el más utilizado es la disolución patrón de jabón. llamadas zeolitas. O. pero se puede regenerar haciéndola pasar a través de una disolución de NaCl al 10%. Este proceso convierte a la CaZe y a la MgZe en Na2 Ze soluble y en CaCl2 y MgCl2 . metales alcalinos o alcalinotérreos y un número variable de moléculas de agua de hidratación (Na2 Ze. tápelo con el dedo. Tómelo en la mano. La dureza se puede determinar fácilmente mediante reactivos. Raúl A. b) Vierta en el tubo de ensayo # 1. Procedimiento para la actividad experimental: a) Prepare una disolución patrón de jabón la cual se hace con 0. Este método empírico es muy utilizado en el hogar para saber si el agua es “buena” o “mala” al distinguir cuando hay buena o mala espuma de jabón en ella (si hace bacía). la zeolita pierde más o menos su eficacia. agite fuerte y continuamente durante 10 s. Salgado Labrada 85 . Se obtiene con ello agua blanda. H. mida con una regla graduada la altura de la espuma y anote la medición. Si. CaCl2 (ac) + Na2 Ze = CaZe (s) + 2 NaCl(ac) MgSO4 (ac) + Na2 Ze = MgZe(s) + Na2 SO4 (ac) Según sea la dureza del agua. mida con una regla graduada la altura de la espuma y anote la medición. d) Compare la cantidad de espuma formada en ambos casos. Agite fuerte y uniformemente durante 10 s. b) Llene un embudo con zeolita hasta aproximadamente la mitad de este. mida con una regla graduada la altura de la espuma y anote la medición. Raúl A. e) Recoja 5 ml de agua”blanda” en un tubo de ensayo y échele un unas gotas de disolución patrón de jabón. utilizando los aditamentos y accesorios necesarios. Salgado Labrada 86 . d) Elabore un gráfico levantando perpendiculares de las alturas de las columnas de espuma para cada tubo de ensayo. c) Haga pasar agua dura a través de la zeolita con la ayuda de un agitador de vidrio para el trasvase. Actividad experimental 4.15. Agite fuerte y uniformemente durante 10 s. Procedimiento para la actividad experimental: a) Arme un aparato para ablandar el agua con zeolita. Compare y llegue a conclusiones. siempre midiendo con una regla graduada la altura de la espuma y anotando la medición. f) Deposite 5 ml de agua”dura” en otro tubo de ensayo y échele un unas gotas de disolución patrón de jabón.Manual de actividades experimentales de Química c) Haga la misma operación para los restantes tubos de ensayo. Ablandamiento del agua con zeolita Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes sobre el contenido de la actividad experimental anterior. Na2 O(s) + H2 O = 2 NaOH(ac) ΔH<0 7. ya sea con agua fría. 1. Sr2 O. BaO. son generalmente aquellos que se obtienen cuando reaccionan los metales más activos. es necesario previamente pasarle. con cierta facilidad. SrO(s) + H2 O = Sr(OH)2 (ac) ΔH<0 5. Li2 O(s) + H2 O = 2 LiOH(ac) ΔH<0 2. los que reaccionan con el agua para formar disoluciones ácidas de hidróxidos no metálicos. Salgado Labrada 87 . MgO(s) + H2 O = Mg(OH)2 (ac) ΔH<0 8. la obtención del Cu(OH)2 sólido. ya sea con vapor de agua: Li2 O. Cu(OH)2 (s) = CuO(s) + H2 O A diferencia de los óxidos metálicos. los no metálicos superan con creces en número. Actividad experimental 4. por ejemplo. K2 O(s) + H2 O = 2 KOH(ac) ΔH<0 3. BaO(s) + H2 O = Ba(OH)2 (ac) ΔH<0 4. Los óxidos de este tipo que reaccionan con el agua. Los hidróxidos metálicos prácticamente insolubles o poco solubles en agua se descomponen por el calor en el óxido metálico correspondiente y agua. CaO. Veamos solo los ejemplos más connotados: SO3 (g) + H2 O = H2 SO4 (ac) ΔH<0 N2 O5 (g) + H2 O = 2 HNO3 (ac) ΔH<0 P4 O10 (l) + 6 H2 O = 4 H3 PO4 (ac) ΔH<0 Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. varias veces y de forma alternativa disoluciones de CaCl2 y luego NaCl. Reacción entre el agua y el óxido de calcio Apuntes sobre el contenido: El agua reacciona con un restringido número de óxidos metálicos: como resultado de ello se obtienen disoluciones básicas de hidróxidos metálicos. CaO(s) + H2 O = Ca(OH)2 (ac) ΔH<0 6. ZnO(s) + H2 O = Zn(OH)2 (ac) ΔH<0 Los mayoría de los hidróxidos metálicos son insolubles en agua y se obtienen por vía indirecta mediante la reacción de una disolución de un hidróxido metálico soluble con otra de una sal soluble que contenga los iones metálicos correspondientes. MgO y ZnO. CuSO4 (ac) + 2 NaOH(ac) = Cu(OH)2 (s) + Na2 SO4 (ac) ΔH >0 CuO(s) + H2 O. K2 O. principalmente. Na2 O. en ese orden.Manual de actividades experimentales de Química Advertencia: para que la zeolita funcione con eficacia.16. no ocurre la reacción. Comprobará que se produce una reacción con gran desprendimiento de calor. mida y anote la temperatura.. por citar algún ejemplo. por ejemplo. por ejemplo. quemar un papel. la solidificación del agua o la rotura de un vaso de vidrio. Ecuación de la reacción: CaO(s) + H2 O(l) = Ca(OH)2 (ac) ΔH<0 V) LAS REACCIONES QUÍMICAS Actividad experimental 5. La basicidad de la disolución se puede probar por medio de un indicador. cambio químico Apuntes sobre el contenido: Las sustancias experimentan constantemente cambios. Se afirma que una sustancia experimenta un cambio físico cuando sucede sin que haya variación en su composición química. ya que en muchas ocasiones nos encontramos ante situaciones de este tipo. etc. por ejemplo.1.Manual de actividades experimentales de Química a) Coloque pedacitos (o polvo) de CaO en el fondo de un tubo de ensayo. es decir. c) Déje caer unas gotas de agua. Cambio físico Vs. difícil de apreciar esta delimitación. sin embargo. por ejemplo. b) Introduzca un termómetro en el tubo que contienen el CaO. gases. Tanto el papel Raúl A. la fenolftaleína. este deja de ser papel para transformarse en ceniza. adoptan formas distintas de cómo eran o estaban. Es conveniente advertir que no hay un límite rígido entre estos dos arquetipos de cambios. la atracción del hierro por el imán. ya que se producen cambios físicos como lo es la propia dilatación del sistema. mida y anote la temperatura. mientras que cambio químico (reacción química) implica la alteración de la sustancia de manera distinta de como estaba. el hacer hervir el agua de pila es un fenómeno que está en el límite entre lo físico y lo químico. Salgado Labrada 88 . otro ejemplo cotidiano lo es la corrosión del hierro que se transforma en un material escamoso nada parecido a este. también se produce una reacción química cuando las sales de calcio y magnesio se descomponen según la ecuación: calor Ca(HCO3 )2 (s) = CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2 O calor Mg(HCO3 )2 (s) = MgCO3 (s) + CO2 (g) + H2 O Otro tanto ocurre con los procesos de disolución en agua de muchas sustancias. ya sea desde el punto de vista físico o químico. introduzca de nuevo el termómetro en el tubo de ensayo. cualitativa y cuantitativamente diferentes a aquellas que le dieron origen. muchos sucesos traen aparejados este fenómeno y no son reacciones químicas.1. Entre las manifestaciones que pueden indicar la ocurrencia de una reacción química podemos señalar las siguientes: formación o desaparición de un precipitado. 5. cambian drásticamente. etc. Cambio físico: romper un papel.1. Actividad experimental 5. cambio de coloración. Es importante señalar que para afirmar que ocurre una reacción química tienen que converger varias manifestaciones. doblar o calentar un alambre. un vaso de vidrio. Observará que inmediatamente la disolución se torna lechosa. por ejemplo. Cambio químico: quemar un papel. verter lejía sobre un paño oscuro. son expresiones frecuentes que exteriorizan el hecho químico. Algunas manifestaciones de las reacciones químicas Apuntes sobre el contenido: Las reacciones químicas son procesos en los cuales tienen lugar cambios estructurales. un cambio de coloración constituye una manifestación. pues una sola no es necesaria. etc.2. Procedimiento para la actividad experimental: 5. que producen nuevas sustancias. introducir una flor de marpacífico en un pomo con agua de cloro. mostrar dos frutas: una verde y otra madura.2.Manual de actividades experimentales de Química como el hierro. una vez que entran en reacción química dejan de ser hierro y papel respectivamente. sin embargo. ni suficiente.1. atraer hierro con un imán. Formación de un precipitado a) Vierta en un vaso de precipitado una disolución de Ca(OH) 2 y sople a través de una pajilla absorbente (de tomar refresco) el CO2 contenido en los pulmones. Ecuación de la reacción: Raúl A. desprendimiento de un gas.2. b) Deje reposar un tiempo prudencial y observará la sedimentación de CaCO3 . Procedimiento para la actividad experimental: 5. tales como el rompimiento y la formación de nuevos enlaces químicos.1. Salgado Labrada 89 . etc. desprendimiento o absorción de energía. Durante la ocurrencia de las reacciones químicas se producen manifestaciones que revelan la presencia de este tipo de proceso. 2. la suma de todas las masas de las sustancias que reaccionan es igual a la suma de todas las masas de las sustancias que se producen en dicha reacción”. Desprendimiento o absorción de calor (ver las actividades experimentales relacionadas con ello en Termoquímica).Manual de actividades experimentales de Química Ca(OH)2 (ac) + CO2 (g) = CaCO3 (s) + H2 O 5. Ecuación de la reacción: CaCO3 (s) +2 HCl(ac) = CaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2 O 5. un poquito de salfumante. a) Deposite en un vaso de precipitado unos pedacitos de cáscara de huevo y agregue. y la desaparición progresiva de la cáscara de huevo. Observará inmediatamente un burbujeo producido por el CO 2 formado. Desaparición de un precipitado y formación de un gas. poco a poco. Raúl A. Cambio de coloración a) Tome un pedazo de tela de algodón de color bien oscuro y sobre ella deje caer unas gotas de lejía (hipoclorito de sodio.) 5. Fue elaborada independientemente por Mijail Lomonosov y Antoine Lavoisier: “En una reacción química siempre la masa permanece constante.4.2.3.3. NaClO). Observará la decoloración de las fibras textiles del pedazo de tela. Actividad experimental 5.2. Salgado Labrada 90 .2. con diferentes indicadores ácido-base en presencia de disoluciones ácidas o básicas. (Esta actividad experimental se puede hacer con flores rojas en contacto con agua de cloro. es decir. Ley de conservación de la masa Apuntes sobre el contenido: La ley de conservación de la masa o de Lomonosov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Reacción donde se forma precipitado y no se desequilibra la balanza a) Coloque en el platillo de la balanza un vaso de precipitado con 10 ml de disolución de KI. radical o compuesto presente en una muestra dada que sea susceptible de pesarse. La gravimetría es un método analítico cuantitativo. midiendo la masa de la misma con una balanza analítica. d) Con la ayuda de un agitador voltee el tubo de ensayo de forma tal. Ecuación de la reacción: 2 KI (ac) + Pb(NO3 )2 (ac) = PbI2 (s) + 2 KNO3 (ac) 5. Está expresada en la descripción habitual de las reacciones mediante la ecuación química y de los métodos gravimétricos15 de la química analítica. Reacción donde se libera un gas y se desequilibra la balanza. Procedimiento para la actividad experimental: 5. que determina la cantidad de sustancia.Manual de actividades experimentales de Química Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química.1. Observará que rápidamente se formará un precipitado y que la balanza no se desequilibra. b) Dentro del vaso de precipitado introduzca un pequeño tubo de ensayo con 5 ml de disolución de Pb(NO3 )2 .3. Los cálculos se realizan sobre la base de las masas atómicas o molares. es decir. 15 El análisis gravimétrico o gravimetría consiste en determinar la cantidad proporcionada d e un elemento. asegurando que quede en posición vertical. Salgado Labrada 91 .3. y se fundamentan en una constancia en la composición de sustancias puras y en las relaciones ponderales estequiométricas de las reacciones químicas.2. c) Equilibre la balanza. Raúl A. que su contenido se ponga en contacto con el la disolución de KI. que quede en posición vertical. que su contenido se ponga en contacto con el CaCO3 .  v Raúl A. Ecuación de la reacción: 2 Mg(s) + O2 (g) = 2 MgO(s) VII) CINÉTICA QUÍMICA Actividad experimental 7.3. b) Equilibre la balanza. b) Dentro del vaso de precipitado introduzca un pequeño tubo de ensayo con 5 ml de salfumante. Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción química Apuntes sobre el contenido: La velocidad media de una reacción química se define como la relación que hay entre la variación de la concentración molar Δc(X) de cualquiera de las sustancias involucradas y el intervalo de tiempo Δt. c) Equilibre la balanza. Observará que inmediatamente se formará un burbujeo y que la balanza se desequilibra a favor de las pesas. Observará inmediatamente una llama luminosa y la formación de un sólido. Ecuación de la reacción: CaCO3 (s) + 2 HCl(ac) = CaCl2 (ac) + H2 O(l) + CO2 (g) 5. CaCO3 . la balanza se desequilibra a favor de la cápsula de porcelana.3. c) Encienda la tira de magnesio. Salgado Labrada 92 .Manual de actividades experimentales de Química a) Coloque en el platillo de la balanza un vaso de precipitado con 10 g de carbonato de calcio. a) Coloque en el platillo de la balanza una cápsula de porcelana y en ella deposite una tira de magnesio. c( X ) mol  l 1  o mol  l 1  s 1 Se determina siempre a partir de datos experimentales de cada t s reacción en particular. Reacción donde se produce un aumento de la masa y se desequilibra la balanza.1. d) Con la ayuda de un agitador voltee el tubo de ensayo de forma tal. aumenta la superficie de contacto de este con las demás sustancias que reaccionan con él. ondas de radio. esta provee más energía al sistema. el triple.  Factores externos macroscópicos: grado de división (aumento de la superficie de contacto). la orientación espacial. a medida que el tamaño de las partículas disminuye. generalmente. dando los productos de la reacción. aunque el efecto de esta puede ser mucho mayor o menor que esto. la principal razón de cómo un acrecentamiento de la temperatura aumenta la velocidad de reacción. arroz. Ellos son:  Factores internos microscópicos: energía de las partículas.. estas son llamadas colisiones exitosas (efectivas). almacenados y con sequedad extrema. rayos ultravioleta o infrarrojos). sin embargo. al momento del impacto es necesaria para romper los enlaces existentes y formar otros nuevos. la trituración del sólido influye sobremanera en la velocidad de la reacción química porque trae consigo la formación de un sinnúmero de partículas más pequeñas. se incrementa la velocidad de reacción al hacer que haya más colisiones entre las partículas. las partículas reaccionantes deben colisionar. concentración. ¿Quién no ha hecho astillas de madera para acelerar el fuego de una hoguera al aire libre? Es el factor aumento de la superficie de contacto quien explica la probabilidad de fuego espontáneo que ocurre en los bosques y las explosiones que súbita y violentamente ocurren en lugares donde hay polvo de carbón. etc. etc. Raúl A. Las colisiones exitosas tienen energía suficiente llamada de activación. la presencia de catalizadores y la acción de la energía radiante (luz. etc. pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente La reacción es espontánea a temperaturas altas. la superficie externa crece considerablemente de forma geométrica (el doble. la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. como lo explica la teoría de las colisiones16 . por ejemplo. Solo una cierta parte de las colisiones totales causan una reacción química. ella justifica el porqué las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 ºC en la temperatura. al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta. por ejemplo.Manual de actividades experimentales de Química Cuando la velocidad media de reacción se determina con respecto a las sustancias reaccionantes. Salgado Labrada 93 . choques e interacciones entre ellas. ello hace que las probabilidades de choques aumenten y por ende la velocidad de la reacción química. la reacción entre un sólido y un gas o un líquido. que puede ser creado por un 16 Para que una reacción suceda. su valor tiene signo negativo. temperatura. y por consiguiente. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. El aumento de temperatura. es un hecho bien conocido que la velocidad de las reacciones químicas se incrementa según crece la temperatura del sistema. Cuando las reacciones químicas son heterogéneas.). está en que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción. lo que indica que la concentración está disminuyendo con el tiempo. favoreciendo la unión entre las partículas. internos (los que tienen que ver con la naturaleza de las sustancias) y externos (aquellos relacionados con las condiciones impuestas). resultando en más colisiones exitosas. Asimismo. Este es un evento que lo vemos cotidianamente. Todo lo contrario ocurre cuando se refiere a un producto de la reacción. el carbón arde en presencia de dioxígeno. pero a la ambiental. La velocidad de una reacción química se puede ver afectada por diversos factores. Salgado Labrada 94 . Procedimiento para la actividad experimental: a) Rotule dos tubos de ensayo con las letras A y B y deposite en ambos 5 ml de ácido acético al 1%. el alcohol. Ello corrobora la influencia de la temperatura en la velocidad de reacción química. Esto se explica perfectamente a la luz de la teoría cinética de las colisiones antes mencionada. ya que la probabilidad de choques entre un mayor número de partículas reaccionantes por unidad de volumen favorece los choques para formar los productos. como el metano. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción química Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes para la actividad experimental anterior. mientras que el tubo B lo hace después.Manual de actividades experimentales de Química fósforo. es única para cada reacción en particular. permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma. generalmente esta aumenta proporcionalmente con el aumento de c(X). la gasolina. es directamente proporcional a la concentración de estas. Esta proporcionalidad solo se determina experimentalmente y la expresión que se obtiene recibe el nombre de ley de la velocidad. a ambos. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A.2. c) Agite a ambos tubos. Observará que la disolución se decolora primero en el tubo A que fue calentado. Ecuación de la reacción: 5 CH3 COOH(ac) + 8 MnO4 1-(ac) + 24 H2 O = 10 CO2 (g) + 8 Mn2+(ac) + 34 H2 O ΔH<0 Actividad experimental 7. debido a que es exotérmica. particularment e en las reacciones homogéneas. etc. Esto es válido para muchos otros combustibles. También la concentración tiene un efecto directo en la velocidad de reacción. b) Caliente el tubo A hasta la ebullición y añádale. 3 o 4 gotas de disolución de permanganato de potasio al 1%. 3. HAc (volumen total: 15 ml). se hace de manera empírica sin una explicación científica del fenómeno químico que ocurre.1. En el tubo B añada 5 ml de tiosulfato de sodio. Rotule dos tubos de ensayo con las letras A y B. 10 ml y tubo B. En esta actividad experimental es indispensable añadir el ácido acético al final y simultáneamente en ambos tubos. HAc (volumen total: 15 ml). Influencia de la superficie de contacto en la velocidad de reacción química Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes para la actividad experimental 7. En el tubo A añada 10 ml de tiosulfato de sodio. 5 ml). 3. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. Actividad experimental 7. la de tiosulfato de sodio varía en la relación 2:1(tubo A. Se observará que en el recipiente cubierto. Esta experiencia es común en la vida práctica.Manual de actividades experimentales de Química 1. Ecuación de la reacción: 8 Na2 S2 O3 (ac) + 16 CH3 COOH(ac) = S8 (s) +8 SO2 (g) + 8 H2 O + 16 CH3 COONa(ac) ΔH<0 Esta actividad experimental también se puede hacer tomando dos recipientes de igual tamaño y añadiéndole el mismo volumen de etanol u otro combustible. Salgado Labrada 95 . Na2 S2 O3 y 5 ml de ácido acético. Nota: observe que la c(HAc) permanece constante. la reacción de combustión cesa de inmediato por la ausencia de dioxígeno (pobre concentración). 5 ml de agua y 5 ml de ácido acético. a los 5 o 6 segundos tapar uno y dejar destapado el otro. Observará cómo se manifiesta la diferencia en la velocidad de reacción y en la masa de octazufre que precipita en ambos tubos de ensayo. 2. Luego prenderle fuego y. la más pequeña. c) Aplaste una de las dos láminas. Observará que la decoloración del permanganato por el cinc (o el dihidrógeno que se forma) ocurre primero en el seno de la disolución del tubo A. Ecuación de la reacción: 2 MnO4 1-(ac) + 5 Zn(s) + 16 H3 O+ = 2 Mn2+(ac) + 5 Zn2+(ac) + 24 H2 O ΔH<0 Esta actividad experimental también puede hacerse requiriendo de dos simples hojas de libretas Raúl A. al cual se le añadió la lámina de mayor superficie. la lámina de cinc de mayor superficie. e) Agite. b) Corte con una tijera dos láminas de cinc del mismo tamaño. d) Adicione al tubo A. mientras que en el otro es menor.Manual de actividades experimentales de Química a) En los tubos de ensayo A y B añada 5 ml de ácido acético al 1% y 4 o 5 gotas de permanganato de potasio al 0. Salgado Labrada 96 . de modo que alcance una superficie aproximadamente el doble de la otra.1%. y al B. Homogenice las disoluciones de ambos tubos. p2 672cm   23.4. y Z es el producto de la reacción de X e Y: (1) X + & = X& (2) Y + X& = XY& (3) XY& = &Z (4) &Z = Z+& Raúl A. A  4r 2 A  4  3. C6 H10 O5 (s) + 6 O2 (g) = 6 CO2 (g) +5 H2 O(g) H < 0 Actividad experimental 7. Generalmente en el proceso se regenera el catalizador. 2. X e Y son las sustancias reaccionantes. Salgado Labrada 97 . Observará que el papel liso se quema mucho más rápido que el papel arrugado.8 veces más área de superficie que el papel arrugado. 3 cm 2 (área de la esfera de papel).8 p  1 28. Tome una hoja de papel (p-1) de una libreta común (de 16 x 21 cm).5) 2 A = 28. Compare las dos superficies calculadas mediante una relación. El siguiente esquema es típico de una reacción catalítica. Encienda simultáneamente ambos papeles. posteriormente.Manual de actividades experimentales de Química 1. donde & representa el catalizador. 4. conducen al producto final de reacción. Influencia de los catalizadores en la velocidad de reacción química Apuntes sobre el contenido: Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad de reacción y al final de esta permanecen aparentemente sin haber tenido cambio alguno. 3. Tome otra hoja de papel (p-2).26cm El papel liso tiene 23.14  (1. entonces. déjelo liso y calcule su área superficial: A  ab A  16 21 A = 336 cm 2 (área de la esfera de papel). Como el papel tiene dos caras (descontando los bordes). Ecuación de la reacción (asumiendo que el papel es celulosa). suspendidos con un fino alambre de cobre. estrújela hasta formar una esfera de unos 3 cm de diámetro y calcule su área superficial. 5. su área total es A= 336.2 = 672 cm 2 . Los catalizadores generalmente reaccionan con uno o más de los reactivos para formar productos intermedios que. Empape una porción de ambos papeles en iguales cantidades de alcohol (para acelerar la combustión) y cuélguelos del soporte universal. sonrió y se dispuso a resolver lo declarado en el testamento. Salgado Labrada 98 . Antes de morir dejó un testamento. el cual declaraba que legaba aquellos animales vivos a sus hijos. b) para su hijo mediano. aproximadamente. 18/9 = 2 caballos blancos para el menor. posteriormente es regenerado por la 4. 9+6+2 = 17 de esa manera repartió los caballos de la herencia sin necesidad de ultimar caballo blanco alguno. ni sexta. si esta cifra no tiene mitad. Para ello reunió los 17 caballos blancos junto a su caballo negro. sin embargo. Raúl A. es decir. en la práctica los catalizadores son algunas veces consumidos en procesos secundarios. 10 g de azúcar blanca. significa atraer o agrupar diferentes fuerzas. la mitad de sus caballos blancos.Manual de actividades experimentales de Química Aunque el catalizador es consumido por la reacción 1. resolviendo el enigma así: 18/2 = 9 caballos blancos para el mayor. De hecho en nuestro idioma. Reacción del aluminio con el diyodo es un ejemplo clásico de la aplicación de un catalizador en una reacción química. lo resolvió y luego salió. catalizar.10. 18/3 = 6 caballos blancos para el mediano. Ella puede constituir la variante A. ni noventa partes enteras? Asimismo cuenta la leyenda que cuando más angustiados estaban pasó un sabio montado en su caballo negro. Al oir de tan singular historia. 17 caballos blancos. pues. sus hijos se vieron envueltos en una encrucijada sin aparente solución. c) para su hijo menor. opiniones. sentimientos o acciones para resolver un problema. una situación. El proceso global se puede representar: & X+Y = Z Como el catalizador se regenera en una reacción. Hay un viejo recurso didáctico que constituye una metáfora audaz para explicar el papel de los catalizadores en las reacciones químicas. Al fallecer el anciano. a) En una tela amiantada coloque. la tercera parte de sus caballos blancos. repartidos de la siguiente manera: a) para su hijo mayor. Procedimiento para la actividad experimental: La actividad experimental 3. que entró en el problema. la novena parte de sus caballos blancos. ¿Y el otro caballo que falta? Es el caballo negro del sabio. distribuyendo esta en forma de montículo (lomita). actuó como un catalizador. Mediante una ficción se trata así: Cuenta la leyenda que un anciano campesino tenía 17 caballos blancos. ¿cómo dividir vivo. Variante B. a menudo solo se necesitan pequeñas cantidades para incrementar la velocidad de la reacción. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos sistemas que están a diferentes temperaturas. se transfiere energía térmica de la reacción química hacia el medio que lo circunda. es exotérmica. Er. cualitativa y cuantitativamente diferentes a aquellas que le dieron origen. se transfiere energía térmica de esta hacia el medio que lo circunda. Determinada energía necesaria para crear nuevos enlaces y formar los productos. 2do. y endotérmica si absorbe calor. generalmente se habla de “calor absorbido” o “calor desprendido” para describir los cambios de energía que ocurren en una reacción química. la ruptura y formación de esos nuevos enlaces involucra determinada energía. Observará cómo la combustión continúa por sí sola. del griego enthálpō que significa “calentar” y se simboliza con la letra H. Como en toda reacción química el calor involucrado varía de alguna manera. A pesar de que el término “calor” por sí mismo implica transferencia de calor. En las reacciones químicas. ¿Por qué? Ya que. el medio que lo circunda transfiere (suministra) energía hacia la reacción química. Las reacciones químicas. ya sea consumida. principalmente se involucran dos factores energéticos principales: 4. ¿Qué puede pasar? 1ro. que producen nuevas sustancias. Reacciones exotérmicas y endotérmicas Apuntes sobre el contenido: Las reacciones químicas son procesos en los cuales tienen lugar cambios estructurales. retire la llama y observe cómo funde sin apreciarse prácticamente la combustión del azúcar. c) Polvoree con ceniza (puede ser de cigarro). entonces. la reacción desprende el calor que le sobra. se pueden clasificar en exotérmicas o endotérmicas. que Er > Ep . retire la llama. ΔH > 0. Salgado Labrada 99 . que Er < Ep . se utiliza. según el criterio energético: es exotérmica si desprende calor. ya sea generada. Procedimiento para la actividad experimental: 17 Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. la reacción absorbe el calor que le falta medio que lo circunda.Manual de actividades experimentales de Química b) Encienda el mechero en la superficie del montículo de azúcar. tales como el rompimiento y la formación de nuevos enlaces químicos. Determinada energía necesaria para poder romper los enlaces químicos de las sustancias reaccionantes. 5. el proceso absorbe calor. y que puede ser percibida de alguna manera. toda la superficie del azúcar. ΔH < 0. Ep . precisamente. es una magnitud termodinámica cuya variación expresa una medida de la cantidad de calor absorbido o desprendido durante una reacción química y que intercambia con su entorno. previamente cernida. transfiere (suministra) energía hacia esta. también la letra mayúscula griega Δ (la minúscula es δ) para indicar dicha variación.1. entonces. es endotérmica. entonces. Casi todos estos procesos absorben o desprenden energía. Raúl A. VI) TERMOQUÍMICA Actividad experimental 6. Acerque nuevamente la llama y cuando note el comienzo de la combustión. Al calor involucrado en una reacción química se le denomina particularmente entalpía. a la variación de energía se le distingue por la expresión ΔH. en forma evidente debido a la acción catalizadora de la ceniza. por lo general en forma de calor17 más o menos apreciable. 1. NH4 SCN. b) Deposite en el tubo de ensayo A. d) Mida y anote la temperatura. Ba(OH)2 y ajuste la boca del recipiente con un tapón. 5 ml de disolución de bicarbonato de sodio NaHCO3 . c) Retire el termómetro del tubo de ensayo A y vierta el contenido del tubo de ensayo B que contiene salfumante. Salgado Labrada 100 .Reacción endotérmica Variante A a) Rotule dos tubos de ensayo con las letras A y B. Raúl A.Manual de actividades experimentales de Química 1. b) Añada 4 g de hidróxido de bario.1. Ecuación química: NaHCO3 (ac) + HCl(ac) = NaCl(ac) + CO2 (g) + H2 O H > 0 Variante B a) Deposite en un erlenmeyer 2 g de tiocianato de amonio. Mida y anote la temperatura en ambos tubos de ensayo. Observará que esta disminuye respecto a la ambiental. y en el tubo B igual volumen de salfumante. en las reacciones 18 Aquí se produce una reacción triboquímica. En todos los casos. d) Coloque el recipiente sobre una placa de madera a la cual se le ha dispersado previamente 1 ml de agua. Ecuación química: Zn(s) + 2 HCl(ac) = ZnCl2 (ac) + H2 (g) H < 0 Nota: también esta actividad experimental puede hacerse con estaño. c) Introduzca en este un termómetro. Ecuación de la reacción: 2 NH4 SCN(s) + Ba(OH)2 (s) = Ba(SCN)2 (ac) + 2 NH3 (g) + 2 H2 O H > 0 1. mida y anote la temperatura.2. Reacción exotérmica a) Deposite en un tubo de ensayo 5 ml de ácido clorhídrico diluido o salfumante. hierro o cualquier metal activo. son utilizados por el hombre como fuente de energía desde la antigüedad. Los combustibles. Salgado Labrada 101 . aluminio. los alumnos deben tocar el recipiente donde se efectúa la reacción para que puedan distinguir cuándo se desprende calor y se calienta el sistema. sin embargo.1. aproximadamente 1 minuto hasta que se disuelvan. Raúl A. se puede comprobar. y cuándo se absorbe calor y se enfría el recipiente. aquella que se produce por el roce entre las partículas mediante la agitación u otro recurso pertinente.Manual de actividades experimentales de Química c) Agite fuertemente estos dos sólidos18 . Colóquele un termómetro. determine y anote la temperatura. unas granallas de cinc y observará un burbujeo. Observará que el erlenmeyer se pega a la madera como resultado de la congelación del agua circundante. Actividad experimental 6. Determinación del calor de combustión del etanol Apuntes sobre el contenido: Una gran cantidad de fenómenos que tienen lugar en la naturaleza.2. además. Observará que esta aumenta respecto a la ambiental. ya que esta reacción es fuertemente endotérmica. la industria y el hogar van acompañados de cambios energéticos apreciables. por la gran cantidad de calor que producen en su oxidación. palpando el recipiente. b) Añada al tubo de ensayo que contiene al ácido. ya que parte de este calor es transformado en trabajo. el cual puede definirse como la cantidad de calor involucrada durante la combustión en dioxígeno de 1 mol de un compuesto a 25ºC y a 10-5 N.ºC-1 ) Raúl A. es el calor de formación de un compuesto. Qp = | ΔH | Conocemos que. en la cual la energía luminosa.m -2 de presión. el empleo de este tipo de calor en el cálculo indirecto de los calores de formación. a presión atmosférica. m 1 . podemos calcular el calor de reacción deseado. c1 .84 J. Un caso particular del calor de reacción. pueden ser medidos experimentalmente. generalmente. En algunos casos. un dispositivo para agitar y un termómetro acoplado. es decir. presenta el inconveniente que. sino que se absorbe. Está demostrado que la cantidad de calor a presión constante (Qp). de acuerdo con el calor involucrado. las reacciones pueden ser exotérmicas o endotérmicas. o la que libera o absorbe esta durante una reacción química. es igual al valor absoluto de ΔH. El tipo de calorímetro de uso más extendido consiste en un recipiente de vidrio cerrado y perfectamente aislado con agua.Manual de actividades experimentales de Química químicas no siempre se desprende energía. instrumento que se utiliza para medir la cantidad de calor suministrado o recibido por una sustancia. sin embargo. los calores de reacción. Supongamos que vamos a determinar un calor de reacción en un calorímetro compuesto por un erlenmeyer y una cierta cantidad de agua destilada. además de la variación de temperatura producida durante la reacción. masa del vaso de precipitado. potencialmente puede introducir errores experimentales muy marcados. al ser muy superior en magnitud respecto a los calores de formación. es decir.g-1 . que se calcula a partir de datos experimentales para una determinada reacción química. mediante la ecuación: Qp = (m 1 c1 + m 2 c2 ). pero la mayoría de ellos se obtienen por medio del cálculo teórico indirecto basado en datos experimentales. provoca reacciones complejas de carbohidratos en las plantas verdes. Salgado Labrada 102 .) Si se conoce el calor específico del vidrio del erlenmeyer y del agua.Δt Donde: Qp es el calor involucrado a presión atmosférica. calor absorbido o desprendido durante esta. que proviene del Sol.m -2 de presión. se simboliza por ΔH y su unidad es el joule (J). calor específico del vidrio (0. a partir de las correspondientes sustancias simples en estado de agregación y modificación alotrópica convencional a 25ºC y a 10 -5 N. Otro caso particular del calor de reacción lo constituye el calor de combustión de un compuesto. se producen a presión constante. Las reacciones químicas. y la energía calorífica absorbida o desprendida en estas reacciones químicas se denomina variación de entalpía (variación de calor). empleando un calorímetro. y que en ellas hay un calor de reacción. ya que suponemos que no hay pérdida de calor por irradiación al entorno. (De hecho constituye un método aproximado. Estos valores de ΔH pueden determinarse experimentalmente. un ejemplo de ello es la fotosíntesis. aquel involucrado para la formación de 1 mol de este. c) Construya un mechero con un frasco o un erlenmeyer. mase el mechero de nuevo. h) Apague la llama del mechero. 0. si la temperatura aumenta en 25ºC en un erlenmeyer. c2 .ºC-1 ) Por ejemplo. i) Agite de nuevo. calor específico del agua (4.ºC-1 ) ]25ºC Qp = 19. j) Calcule: 1.84 J. cuya masa es de 204 g y que utiliza 150 g de agua.g-1 . f) Mida y anote la temperatura inicial del agua.185 J. masa del agua.ºC-1 )+ (150 g . 4.g-1 . mida y lea la temperatura del agua. d) Mase el mechero con 30 ml de etanol en su interior. 98 kJ Procedimiento para la actividad experimental: a) Mase (pese) un vaso de precipitado y anote su masa en gramos.Manual de actividades experimentales de Química m 2 . hasta que la temperatura haya subido unos 30ºC.185 J.Δt Qp = [(204 g. Salgado Labrada 103 . b) Coloque en el vaso de precipitado 75 g de agua destilada (75 ml). Masa de alcohol que se quemó. agitando a intervalos regulares. Anote los datos obtenidos. Entonces: Qp = (m 1 c1 + m 2 c2 ). e) Ajuste el vaso de precipitado en el soporte universal e introduzca un termómetro que quede sostenido y no toque el fondo del recipiente. Raúl A. g) Comience a calentar el agua destilada.g-1 . sustancias que en disolución acuosa se encuentran disociados en iones.. HClO4 .100: 90-95%.100: 60%. α. HClO3 .. NaOH.100: 80-90%. al multiplicarla por 100 se denomina porcentaje de disociación. n(C2 H 5OH )  m(C2 H 5OH ) M (C2 H 5OH ) 3. Salgado Labrada 104 . mediante el grado de disociación electrolítica α: Aunque α no tiene unidades. de modo que puede variar desde 0% (si no hay disociación) hasta 100% (cuando la disociación es total). las plantas y los animales..100 se expresa en tanto por ciento. HI y HNO3 . Qp = (m 1 c1 + m 2 c2 ). así como en la industria y en los laboratorios ocurren en disoluciones acuosas debido a que en el seno de ellas están los electrólitos. HBr. H2 SO4 . Sales del tipo A2 +B2. α. En consecuencia.100: 90-95%. Sales del tipo A2+B2. ¿En todas las disoluciones los electrólitos se encuentran totalmente ionizados en iones o puede que haya algunas moléculas sin disociar? Hay disoluciones en que no todas las moléculas están disociadas. KOH. los electrólitos se clasifican en fuertes. Cantidad de calor absorbido por el calorímetro (vaso de precipitado y el agua).100: 70-80%. HCl.Manual de actividades experimentales de Química 2. son los no electrólitos. De acuerdo con el porcentaje de disociación electrolítica.100: 35-45%. separadas entre sí. en cierto grado y en consecuencia conducen en mayor o menor intensidad la corriente eléctrica. Qp/n(C2 H5 OH) VIII) EQUILIBRIO QUÍMICO Actividad experimental 8. Sales del tipo A2+B2 . la cantidad total de calor durante la combustión del etanol. α. α.1.100: 77%. se puede cuantitativamente expresar la disociación en iones de un electrólito dado. α. Hay sustancias que no manifiestan este fenómeno.Δt 4. α. excepto los haluros de cadmio y mercurio y el Pb(AC)2 Sales del tipo A+B. estas a su vez se vuelven a disociar en iones por la acción del disolvente. es decir..100: 70-80%. o sea. Todas las sales son electrólitos fuertes. Ba(OH)2 . Raúl A. constantemente los iones con cargas opuestas chocan entre ellos formando de nuevo las moléculas. Calor desprendido cuando se quema 1 mol de etanol en O2 . Este α. α. de fuerza media y electrólitos débiles: a) Fuertes: los comprendidos entre el 30 y el 100%. como la disociación electrolítica es un proceso reversible. α. Disoluciones electrolíticas y no electrolíticas Apuntes sobre el contenido: Muchas de las reacciones químicas que se producen en la naturaleza. el HAc: HAc(ac) H+(ac) + Ac-(ac)  Electrólitos fuertes e insolubles (FI): en este caso no hay moléculas. α. NH4 OH. el pH de la sangre y las funciones de Raúl A. Ellos participan en un sutil y complejo balance de electrólitos entre el medio intracelular y el extracelular. α.100: 9% c) Débiles: los que tienen valores de α menores que 3% HAc. Para formularlos se representa el sólido en equilibrio con la molécula y esta a su vez con sus iones. (Mg2+). (K+).10-7 %.100: 1.100: 0.Manual de actividades experimentales de Química b) De fuerza media: los comprendidos entre 3 y 30% HF. α. α. cuyo número se incrementará con la dilución del ácido acético hasta un límite. el NaCl: Na+(ac) +Cl-(ac). la fortaleza de un electrólito se establece por comprobación de la conductividad eléctrica de las disoluciones. por ejemplo.4%. y en equilibrio con ellos. pero hay una fase sólida coexistiendo con los iones. El grado de disociación electrolítica α de una sustancia aumenta en la medida en que se diluye la disolución ya que en este caso los iones se alejan cada vez más unos de otros y la posibilidad de combinarse para formar de nuevo la molécula sin disociar. por ser fuerte. esto quiere decir que la disolución comienza a disociarse en iones. (Ca2+). H2 CO3 . por ejemplo.01%.100: 2. H2 O. si le añadimos agua. ya que se considera que solo están presentes los iones en la disolución. sobre todo los que aportan iones (Na+). Para formularlos se representa la molécula acuosa en equilibrio con sus iones.100: 0. Para formularlos se representa el sólido en equilibrio con sus iones.17%. no se enciende el bombillo. En la práctica.9%. por ejemplo. HCN. (Cl-). si colocamos un vaso de precipitado con ácido acético anhidro en el equipo de conductividad. moléculas e iones. α. el mantenimiento de un gradiente osmótico que afecta y regula la hidratación del cuerpo. en particular.100: 0. Para formularlos se representan solo por sus iones. se hace menor. Salgado Labrada 105 . α. esto quiere decir que no circula la corriente eléctrica. por ejemplo. el Fe(OH)3 : Fe(OH)3 (s) Fe(OH)3 (ac) Fe3+(ac) + 3 OH-(ac) Los electrólitos en la vida tienen particular importancia. Los electrólitos se clasifican de acuerdo con su fortaleza y solubilidad en:  Electrólitos fuertes y solubles (FS): no hay equilibrio. el AgCl: AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac)  Electrólitos débiles e insolubles (DI): en este caso coexisten en equilibrio sólidos. (HPO4 2-) y (HCO3 −). este comienza a iluminarse cada vez con más brillo.  Electrólitos débiles y solubles (DS): existe un equilibrio indiscutible entre los iones disueltos y la molécula sin disociar. por ejemplo. Observará que en los casos de las disoluciones de NaCl. se ha comprobado que una disolución 10-1 M de ácido acético tiene un grado de disociación del 1. haciendo rebajar la cantidad de este por unidad de volumen de disolución. b) Tome el recipiente con la disolución a ensayar e introduzca en él. En las restantes disoluciones y en el agua destilada. se enciende el bombillo con mayor o menor intensidad. El porcentaje de disociación iónica (α. Salgado Labrada 106 . Procedimiento para la actividad experimental: a) Monte el aparato de comprobación de electrólitos y no electrólitos como el de la actividad experimental anterior. Ello corrobora que a medida que disminuye la concentración de la disolución. indicando con ello que unas disoluciones son electrolíticas y otras no. HCl. disoluciones de NaCl. HCl.100) cambia de acuerdo con la concentración de la disolución.2. conduce la corriente eléctrica 9. Raúl A. Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en diferentes vasos de precipitado.3%. el grado de disociación es de un 12. al tomar 1 ml de H2 SO4 y se disuelve en más agua. se obtiene una disolución diluida. los dos electrodos conectados con la fuente de electricidad. etanol. a través de mecanismos creados para mantener las concentraciones de los diferentes electrólitos bajo un control riguroso. NaOH y agua potable. NaOH. Actividad experimental 8. este permanece apagado. entidad química no conductora de la electricidad. Se logra adicionando más disolvente a la misma cantidad de soluto: se toma una porción de una disolución (alícuota) y después esta misma se introduce en más disolvente. es decir. He ahí la importancia de los electrólitos. azúcar.5 veces más. pues en ello se define la vida misma. la dilución es la reducción de la concentración del soluto en una disolución. Efecto de la dilución sobre la disociación iónica Apuntes sobre el contenido: En química. agua destilada y agua potable.Manual de actividades experimentales de Química los nervios y músculos. 100. ¿A qué se debe esto? Al diluirse los iones se alejan más y la posibilidad de volverse a unir para formar la molécula. por ejemplo.4%. aumenta el valor de α. se hace menor. mientras que una disolución cien veces más diluida. Estudió el problema de las afinidades químicas e introdujo la noción de equilibrio químico con las leyes relativas al desarrollo de las reacciones en las que se forman compuestos insolubles o volátiles. cuando de los posibles productos de la reacción. Ejemplo de aplicación de estas reglas son los siguientes: 1. c) Tome el recipiente con la disolución 1 M e introduzca en él. Reacción de neutralización Apuntes sobre el contenido: Se conoce que las propiedades de los electrólitos fuertes en las disoluciones están determinadas por los iones en los que se disocia el electrólito. Un ácido. Actividad experimental 8. Raúl A. Estos intervienen en reacciones como las de intercambio iónico que son aquellas en las que las disoluciones acuosas de dos electrólitos intercambian entre sí sus iones positivos y negativos para formar nuevos compuestos. Reacción entre las disoluciones acuosas de CaCl2 y el AgNO3 : 19 Claude–Luis Berthollet (1748-18229) fue un notable químico francés. una base o sal disuelta. Un ácido siempre es desplazado de sus respectivas sales por otro más fijo que él.3. Este enunciado puede desdoblarse en dos: 1. Observará que en el ensayo con la disolución más diluida. el bombillo alumbra con mayor intensidad debido al efecto de la dilución. Reacciones iónicas entre electrólitos. uno es prácticamente insoluble. El término fijo significa precisamente lo opuesto de volátil. Salgado Labrada 107 . temperatura de ebullición más elevada. ácidos y bases. colaborador de Lavoisier en la nueva nomenclatura química. e ir añadiendo agua para comprobar cómo aumenta la intensidad de la luminosidad del bombillo al diluir la disolución. 2. de acuerdo con el siguiente esquema: Las reacciones de intercambio iónico comprenden aquellas que se producen entre disoluciones de sales.Manual de actividades experimentales de Química b) Coloque en dos vasos de precipitado disoluciones de HAc de concentración 1M y 10 -3 M respectivamente. Nota: otra variante consiste en comprobar la intensidad de la luminosidad del bombillo del equipo de conductividad en la disolución más concentrada. También se conocen como reacciones de doble desplazamiento o doble sustitución. por tanto. los dos electrodos conectados con la fuente de electricidad y luego haga lo mismo para la otra disolución. Un ácido más fijo que otro tendrá. La comprobación práctica de las reacciones de intercambio iónico se sustenta en reglas empíricas “reglas de Berthollet 19 ”y en la aplicación de la tabla de solubilidad de las sustancias: “Entre dos sustancias disueltas se producirá una reacción completa de doble sustitución o doble descomposición todas las veces que resulte un producto poco soluble o volátil”. reacciona con una sal. (ac) + 2 H+(ac) + SO4 2-(ac) = 2 Na+(ac) + SO4 2-(ac) + 2 H2 O Si también se analiza “matemáticamente” la ecuación de la reacción.Manual de actividades experimentales de Química CaCl2 (ac) + 2 AgNO3 (ac) = 2 AgCl(s) + Ca(NO3 )2 (ac) Aquí se produce un doble desplazamiento y sustitución entre los iones que reaccionan entre sí Ca2+(ac) + 2 Cl. contiene a la sal obtenida que se puede recoger. entonces. El agua en este caso es una sustancia muy poco disociada. Salgado Labrada 108 . los iones Na+(ac) y SO4 2. los iones Ca2+(ac) y NO3 . 3. Toda reacción de intercambio que produce un precipitado se puede representar por la unión directa de los iones que originan al precipitado. una forma particular de las reacciones de intercambio iónico. Reacción entre las disoluciones de NaOH y de H2 SO4 : 2 NaOH(ac) + H2 SO4 (ac) = Na2 SO4 (ac) + 2 H2 O Aquí se produce un doble desplazamiento y sustitución entre los iones que reaccionan entre sí 2 Na+(ac) + 2 OH . precipita y se puede recoger.(ac) = 2Na+(ac) + SO4 2-(ac) + H2 O + CO2 (g) Si también se analiza “matemáticamente” la ecuación de la reacción. los iones Na+(ac) y SO4 2-(ac) aparecen a ambos lados de ella. Ella se puede generalizar de la siguiente forma: Raúl A. 2. se cancelan entre sí y nos queda simplificadamente: 2 Cl-(ac) + 2 Ag+(ac) = 2 AgCl(s) Cl-(ac) + Ag+(ac) = AgCl(s) La reacción está refrendada por la primera regla de Berthollet: el AgCl es prácticamente insoluble en agua.(ac) + 2 Ag+(ac) +2 NO3 .(ac) aparecen a ambos lados de ella.(ac) = 2 AgCl (s) + Ca2+(ac) + 2 NO3 .(ac) + 2 H+(ac) + SO4 2.(ac) + H+(ac) = H2 O La reacción no está refrendada por Berthollet. luego entonces. Reacción entre las disoluciones de Na2 CO3 y de H2 SO4 : Na2 CO3 (ac) + H2 SO4 (ac) = Na2 SO4 (ac) + H2 O + CO2 (g) Aquí se produce un doble desplazamiento y sustitución entre los iones que reaccionan entre sí: 2 Na+(ac) + CO3 2 . nos queda simplificadamente: 2 OH . entonces. nos queda simplificadamente: CO3 2 -(ac) + 2 H+(ac) = H2 O + CO2 (g) La reacción está refrendada por la segunda regla de Berthollet: el CO2 es un gas (es volátil) que se desprende y también se puede recoger. esto significa que no intervienen en la reacción.(ac) + 2 H+(ac) = 2 H2 O OH .(ac) aparecen a ambos lados de ella. sin embargo. entonces estamos frente a una reacción de neutralización. un electrólito débil.(ac) Si se analiza “matemáticamente” la ecuación de la reacción. quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración de los iones H+. lo que indica la neutralización de la disolución básica. todos coinciden que fue acuñado por el químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen. Se trata de una medida de la acidez de una disolución. indica la concentración de iones hidrógeno (H+) en una disolución. Ecuación de la reacción: NaOH(ac) + HCl(ac) = NaCl(ac) + H2 O ΔH<0 Actividad experimental 8. b) Añada en una bureta 40 ml de HCl(ac) y déjela caer lentamente sobre la disolución de NaOH(ac).Manual de actividades experimentales de Química disolución ácida + disolución básica = sal + agua Entonces. Hay diferentes versiones sobre el origen de la sigla pH. "poder del hidrógeno”.  sustancias poco disociadas (como el agua). Determinación del pH con el papel indicador universal Apuntes sobre el contenido: La expresión pH. “potencia del hidrógeno”. sin embargo. hasta el momento justo en que desaparezca el color rojo de la fenolftaleína. Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque 40 ml de una disolución de NaOH en un vaso de precipitado y añada unas gotas de fenolftaleína. Esto es: pH = .log c(H+) Raúl A. otros aseveran que su génesis está en la locución latina potentia Hydrogenii. unos afirman que surgió originalmente de la expresión francesa pouvoir Hydrogène.4. se puede resumir que las reacciones de intercambio iónico ocurren apreciablemente solo si como resultado de ellas se obtienen:  sustancias poco soluble (precipitados). Salgado Labrada 109 . la cual enrojecerá a la disolución básica.  sustancias gaseosas (volátiles). el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. azul de bromotimol. del pH. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es agua). siendo ácidas aquellas con pH menores a 7. o sea. El equilibrio de ionización de un indicador ácido. teniendo las dos formas de ácido o base conjugadas. colores diferentes. Salgado Labrada 110 . utilizándose en cada ensayo 2 o 3 gotas añadidas al líquido que se experimenta para determinar su pH. c(H+) = 1. puede existir en dos o más formas tautómeras (isómeros que se diferencian solo en la posición de un grupo funcional). el indicador universal de Yamada se prepara disolviendo azul de timol. α-naftoltaleína. fácil de aplicar. es simplemente pH = 7. la molécula puede actuar como un ácido o como una base débil. anaranjado y rojo de metilo. por ejemplo. asumiendo estructuras distintas y colores diferentes. Un indicador es una sustancia que cambia de color dentro de un pequeño intervalo de concentración de iones H+.0000001mol/l). para determinar cuantitativamente el pH de una determinada disolución es. mientras que el indicador universal de Van Urk se obtiene al mezclar tropeolina. fenolftaleína y azul de bromotimol en alcohol y después disueltos en agua. por ejemplo. rojo de metilo. ¿Qué es el indicador universal? Es el resultado de la mezcla de iguales volúmenes de diferentes indicadores en una misma disolución. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. el empleo del indicador universal. En una u otra de estas formas. viene expresado por la siguiente expresión: HInd(ac) un color H+(ac) + Ind-(ac) otro color Los indicadores se preparan generalmente en disoluciones al 0. Un método expedito. La característica del indicador universal es que produce una gama de colores distintos en un intervalo de valores de pH. fenolftaleína y amarillo de alizarina en alcohol y después disueltos en agua. precisamente. ya que: pH = –log[10–7 ] = 7.10–7 M (0.Manual de actividades experimentales de Química Desde entonces. El pH típicamente va de 0 a 14 en las disoluciones acuosas.1% en alcohol. Para medir el pH de una disolución existen diversos recursos que van desde sutiles indicadores hasta sofisticados como el pH-metro. y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. o-cresol. b) Tome una tira de papel indicador universal y humedézcala (en la punta) con la disolución problema (A). etc. por ejemplo. las condiciones óptimas para que ocurra determinada reacción química. Para ello se utilizan los indicadores de pH. al hervirlas con agua. del pH. té negro.5. el rojo congo. etc. flor marpacífico. c) Repita la operación anterior con las otras dos disoluciones (B y C). Actividad experimental 8. el tornasol o la fenolftaleína. de violeta. Fue el químico irlandés Robert Boyle el primero en observar que los colorantes azules de algunas plantas tomaban color rojo al agregar un ácido. Muchos indicadores se sintetizan en el laboratorio. repollo colorado. Salgado Labrada 111 . pero los más usados son el anaranjado de metilo. la universal fenolftaleía se obtiene por reacción del fenol (C 6 H5 OH) y el anhídrido ftálico (C 8 H4 O3 ). sustancias que cambian de color dentro de un pequeño intervalo de la c(H+). Preparación de indicadores caseros Apuntes sobre el contenido: Conocer el pH de una disolución tiene extraordinaria importancia. o sea. con la escala de medición habilitada a tal efecto. de ahí su nombre. pétalos de rosas rojas. el terreno apropiado para determinado cultivo. de forma “casera” se pueden preparar indicadores a partir de plantas que se encuentran a nuestro alrededor. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. ya que mediante su medición se puede determinar el punto final de una valoración. y el que introdujo el jarabe de violeta para reconocer y diferenciar un ácido de una base. la calidad de la leche. Observe el color y determine el pH aproximado. y en general. en presencia de H2 SO4 . comparando el color conseguido por el papel. Hoy día se conocen unos 30 indicadores diferentes. por ejemplo.Manual de actividades experimentales de Química a) Coloque 2 ml de cada disolución problema en sendos vidrios reloj. sin embargo. al pasar una disolución de ácida a básica (alcalina). por mencionar algunos. Manual de actividades experimentales de Química a) Prepare un té negro de la misma forma que se prepara habitualmente. 1 ml de agua. Habitualmente. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH. conocido este.4.6. o de una disolución incolora. 2 y 3) y a cada uno añádele 5 ml de té negro 1:1. y la fenolftaleína que vira desde un pH 8. Ello permite que.3 hasta 10. se utilizan como indicador sustancias químicas que cambian su color al hacerlo el pH en la disolución. dilúyalo en agua en la proporción 1 a 1. con cierta indeterminación se recurra al empleo de varios indicadores adecuados para fijar el pH con mayor exactitud o cuando este se desconoce. que vira en el intervalo de pH 3. constituye un aceptable indicador ácido-base.1 . transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados.4. en la que cambian la disolución de un color a otro. a una coloreada. y al tercero. Un indicador es una sustancia que permite medir el pH en una disolución acuosa. Actividad experimental 8. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la disociación del indicador. sin azúcar y. al segundo. Indicadores de uso común: Raúl A. de color rojo a naranja. Salgado Labrada 112 . Repita el procedimiento con pétalos de rosa u otro indicador natural como la flor de marpacífico. b) Para comprobarlo tome tres tubos de ensayo (1. Determinación del pH de una disolución por el método colorimétrico Apuntes sobre el contenido: El método colorimétrico es una técnica cualitativa para determinar el pH de una disolución mediante el empleo de diferentes indicadores ácido-base. 1ml de zumo de limón. luego al primero. Los más conocidos son el anaranjado de metilo. adiciónele 1 ml (20 gotas) de disolución saturada de NaOH. Manual de actividades experimentales de Química ¿Cómo emplear el método colorimétrico? Para determinar el pH por el método colorimétrico se requieren 4 o 5 indicadores que se han de emplear en orden ascendente de sus potenciales rangos de pH; por ejemplo, si una disolución se torna incolora con fenolftaleína, se deduce que su pH es inferior a 8,3 (véase la tabla); si se vuelve naranja con rojo de metilo, su pH está entre 4,2 y 6,3 lo que confirma que es un ácido y que el pH ahora se restringe a este intervalo. Si luego se ensaya con tornasol y el color que toma es rojo-violeta, entonces, indica que el pH está entre 4,5 y 6,3 pues se eliminan los valores mayores que este último y menores que 4,5. Si nuevamente se ensaya con bromotimol azul y da verde, ello va a corroborar que el pH es mayor que 6,0 y delimita aún más el rango de pH entre 6,0 y 6,3. Si se ensaya con otros indicadores y se conocen sucesivos tonos, dentro de su intervalo de viraje para distintos valores de pH, puede llegar a fijarse definitivamente el valor de este. Se habrá aplicado para ello el método colorimétrico. Una forma práctica de hacer este análisis es escribiendo los intervalos de pH uno, debajo del otro y seleccionando de los menores valores el mayor, y de los mayores el menor, por ejemplo, para el caso anterior: Fenolftaleína (incoloro): pH 0 - 8,3 Rojo de metilo (naranja): pH 4,2- 6,3 Tornasol (rojo-violeta): pH 4,5- 8,3 Bromotimol (verde): pH 6,0 y 6,3 pH 6,0 - 7,6 Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. Salgado Labrada 113 Manual de actividades experimentales de Química a) Prepare 20 ml de una disolución diluida de cloruro de amonio (NH4 Cl). b) Tome cinco tubos de ensayo y rotúlelos con los números del 1 al 5 y en cada uno de ellos eche 2 ml de la disolución de cloruro de amonio. c) En cada uno de los 5 tubos de ensayo, eche unas gotas de un indicador diferente. d) Anote el color de cada indicador en la disolución de la sal de cada tubo de ensayo. Consulte la tabla de indicadores y determine el pH de la disolución por el método colorimétrico. Prepare nuevamente 20 ml de una disolución diluida de acetato de sodio, NaCOOH y repita los pasos b, c y d. Actividad experimental 8.7. Equilibrio químico entre los iones cromato y dicromato Apuntes sobre el contenido: El equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reaccionantes y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia el proceso directo en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa, por lo general, no son cero, pero, si ambas iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. El resultado del cambio de las condiciones que afectan el equilibrio químico puede predecirse cualitativamente por medio de una proposición o idea básica universal, conocida con el nombre de “Principio de Le-Chatelier-Braun20 ”, el cual puede enunciarse de la siguiente forma: “Si en un sistema en equilibrio químico se introduce una modificación, se originan procesos que tienden a equilibrar parcialmente el cambio que se produce por dicha modificación”, es decir, si un sistema químico, cuando está en equilibrio y experimenta una modificación, se alterará para equilibrar dicho cambio. 20 Este principio fue generalizado en 1884 por el químico y físico francés Henry Luis Le Chatelier y su colega alemán K.F. Braun, de manera independiente, de ahí el nombre de tan importante generalización. Raúl A. Salgado Labrada 114 Manual de actividades experimentales de Química Los factores que modifican el estado de equilibrio químico son: la concentración de las sustancias reaccionantes o productos, la presión del sistema y la temperatura. La concentración de las sustancias reaccionantes o productos, al variar, provoca el tránsito a un nuevo estado de equilibrio, en el cual se producen reajustes en las concentraciones, de tal forma, que el valor de Kc, no se altera. En cualquier sistema en equilibrio, si se aumenta la concentración de las sustancias reaccionantes, el estado de equilibrio se desplaza hacia los productos, mientras que si esto ocurre en los productos, entonces, este se desplaza hacia los reaccionantes; si se reduce la concentración de las sustancias reaccionantes, el estado de equilibrio se desplaza hacia los mismos reaccionantes, mientras que si esto sucede con los productos, entonces, este se desplaza hacia los mismos productos. Supongamos en equilibrio a una determinada temperatura el sistema: Cr2 O7 2-(ac) + OH-(ac) Anaranjado 2 CrO4 2-(ac) + H+(ac) amarillo Los cambios de coloración se deben a que existe un equilibrio entre los iones dicromato Cr2 O7 2-(ac), de color anaranjado, y los iones cromatos CrO4 2-(ac), de color amarillo. Analizando esta ecuación se puede comprender que al aumentar c(OH-), el equilibrio se desplaza hacia la formación del CrO4 2(ac), por lo que predomina el color amarillo, según el principio de Le Chatelier-Braun, y si se aumenta la c(H+), entonces, el equilibrio se desplaza hacia la formación de Cr 2 O7 2-(ac) y reaparece el color anaranjado. Procedimiento para la actividad experimental: a) Deposite en un tubo de ensayo 2 ml de una disolución de dicromato de potasio K 2 Cr2 O7 2-, de color naranja. b) Añada lentamente una disolución de hidróxido de sodio NaOH, hasta que el color se torne francamente amarillo. Como resultado de esta reacción se forma cromato de potasio K 2 CrO4 2-. c) Al la disolución amarilla, añada lentamente una disolución de ácido clorhídrico HCl, y reaparecerá el color anaranjado. Como resultado de esta reacción se vuelve a formar dicromato de potasio K2 CrO4 2-. Raúl A. Salgado Labrada 115 Manual de actividades experimentales de Química Actividad experimental 8.8. Equilibrio químico entre el N 2 O4 (g) y el NO2 (g) Apuntes sobre el contenido: El N2 presenta una serie de óxidos que, por su composición, responden formalmente a todas sus valencias, desde 1 hasta 5. Sus fórmulas son: N2 O, NO, N2 O3 , NO2 y N2 O5 . Y ¿el N2 O4 ? El NO2 y el N2 O4 coexisten en estado de equilibrio, pudiendo considerarse como la forma monómera el NO2 y la forma dímera el N2 O4 . El nombre de dióxido de nitrógeno se aplica comúnmente a la mezcla de estas dos sustancias en equilibrio. El NO2 es un gas de color pardo-rojizo; se encuentra casi siempre mezclado con N 2 O4 , gas incoloro que se produce al unirse dos moléculas de NO2 , entonces, se produce el equilibrio entre las dos moléculas. N2 O4 (g) incoloro NO2 (g) pardo rojizo ΔH >0 El NO2 por debajo de 21ºC es un líquido de color amarillo, lo que indica su presencia en el equilibrio. El vapor formado también es amarillento; el color se intensifica al calentarlo y aumentar la proporción de este. A la presión atmosférica, la proporción de NO2 , en la mezcla en equilibrio a diversas temperaturas es la siguiente: Temperatura Composición de NO2 27 ºC 21% 49 ºC 40% 70 ºC 66% 100 ºC 89% 135 ºC 98% Como se observa, en la medida que aumenta la temperatura, lo hace en cierta proporción el NO 2 . A temperatura ambiente siempre existirá una mezcla de ambos gases. A 100ºC el equilibrio se desplaza hacia la formación de vapores rojizos de NO2 . A 140ºC el gas tiene color pardo intenso, pero si continua remontando la temperatura este color se va debilitando por el efecto de la disociación del NO2 en NO y O2 , ambos gases incoloros. La molécula de NO2 es impar, lo que explica su color intenso y su fácil dimerización. Las estructuras del NO2 y del N2 O4 son unas en resonancia entre varias posibles configuraciones electrónicas. El NO2 se obtiene en el laboratorio descomponiendo por calentamiento de algunos nitratos de metales pesados: calor 2 Pb(NO3 )2 (s) = 2 PbO(s) + 4 NO2 (g) + O2 (g) La mezcla de NO2 (g) y O2 (g) se sumerge en una mezcla frigorífica (hielo y sal) para condensar y separar al NO2 ya que tiene temperatura de ebullición de 21, 2ºC. Se recoge en forma de un líquido amarillo; él rápidamente, a temperatura ambiente, pasa al estado gaseoso, adoptando una coloración pardo-rojiza. Raúl A. Salgado Labrada 116 Procedimiento para la actividad experimental: a) Muestre tres tubos de ensayo A. herméticamente cerrados. mientras que la exposición a más largo plazo en niveles bajos de NO2 puede causar cambios irreversibles en el tejido pulmonar. La exposición a corto plazo en altos niveles causa daños en las células pulmonares. Observará que el color pardo-rojizo se va intensificando hasta que finalmente alcanza un color estable a la nueva temperatura. Compare con el tubo de ensayo testigo C. lo que produce bronquitis crónica. c) Sumerja el otro tubo de ensayo B en agua hirviente. todos con una tonalidad pardo-rojiza. afecta principalmente al sistema respiratorio.Manual de actividades experimentales de Química El NO2 es un gas extremadamente venenoso e irritante. Salgado Labrada 117 . b) Sumerja un tubo de ensayo A en un vaso de precipitado con hielo y agua. B y C que contienen NO2 . Se observará que pierde la tonalidad pardo-rojiza y se vuelve incoloro. Deje como testigo al tubo de ensayo C. Raúl A. Manual de actividades experimentales de Química d) Sumerja los dos tubos de ensayo (A y B) en un baño de agua a temperatura ambiente. Déjelos en reposo hasta que la temperatura sea uniforme. Se observa que la intensidad del color de ambos tubos pasa a ser igual que el del tubo de ensayo testigo C. e) Repita la secuencia anterior, en caso necesario. Actividad experimental 8.9. Efecto del ion común Apuntes sobre el contenido: Cualquier equilibrio iónico con electrólitos débiles viene caracterizado por un valor definido de Ki, el cual es invariable a temperatura constante. Si en uno de estos equilibrios se agrega un exceso de uno de los iones que intervienen el dicho equilibrio, añadiendo a la disolución un electrólito fuerte que lo contenga, el equilibrio ha de desplazarse en el sentido de contrarrestar el aumento de concentración producido, disminuyendo favorablemente la concentración del otro ion. Luego entonces, el equilibrio de un electrólito se desplaza hacia la forma no disociada siempre que se le adiciones un electrólito fuerte que presente un ion común a aquel. Esto se conoce como efecto del ion común, es un resultado de acción de masa. Como consecuencia del efecto del ion común, al alcanzar el nuevo estado de equilibrio existe: a) una elevada concentración de las moléculas (sin disociar); b) una elevada concentración del ion común; c) muy baja concentración del ion no común. Si el NaAc y el HAc se disuelven en la misma disolución, ambos se disocian y se ionizan para producir iones Ac-(ac). El NaAc es un electrólito fuerte que se disocia completamente. El HAc es un ácido débil por lo que solo se ioniza parcialmente. De acuerdo con el principio de Le Chatelier-Braun, la adición de iones Ac-(ac) del NaAc suprime la ionización del HAc y en consecuencia el equilibrio se desplaza hacia la forma no disociada del ácido, el propio ácido. Así, el porcentaje de disociación iónica de este disminuye y el pH de la disolución se incrementará, es decir, se hará menos ácida. HAc(ac) H+(ac) + Ac-(ac) Na+(ac) + Ac-(ac) El efecto ion común se relaciona mucho con el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega el ion que es común. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que Kps permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante. Procedimiento para la actividad experimental: a) Deposite en un vaso de precipitado A, 25 ml de HAc 0,1 M (5,7 ml de HAc (conc) en un l de disolución) y añada 2 o 3 gotas de rojo de metilo. Se enrojece la disolución. b) Añada ahora unos cristales de NaAc y muestre nuevamente el color de la disolución (rojo por efecto del ion común Ac-(ac). c) Deposite en un vaso de precipitado B, 25 ml de disolución acuosa de amoníaco 2 M (80 ml de NH4 OH (conc) en 600 ml de disolución) y añada 2 o 3 gotas de fenolftaleína. Se enrojece la disolución. Raúl A. Salgado Labrada 118 Manual de actividades experimentales de Química d) Añada ahora unos cristales de NH4 Cl y muestre nuevamente el color de la disolución (rojo por efecto del ion común NH4 +( ac). Ecuaciones de las reacciones: Actividad experimental 8.10. Disoluciones reguladoras del pH Apuntes sobre el contenido: Una disolución amortiguadora, reguladora, tampón o buffer, es la mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentraciones relativamente elevadas, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes, porque disponen de una reserva de ácido y una reserva de base para este fin. Este hecho es de vital importancia para la vida ya que solamente un leve cambio en la concentración de H+en la célula puede producir un paro en la actividad de las enzimas. Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto del ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una influencia menor sobre el pH. Cada sistema regulador tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la Ki del ácido o base empleado. Es importante en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par NH3 -NH4 +, HAc-Ac-, CO3 2 -HCO3 - o alguno de los pares en la disociación del H3 PO4 y otros más. Para poder entender con claridad el mecanismo que utiliza el organismo para evitar cambios significativos de pH, pondremos un ejemplo de actuación del tampón de más importancia en el organismo, el equilibrio del H2 CO3 -HCO3 -, presente en el líquido intracelular y en la sangre. Como producto del metabolismo se produce CO2 que al reaccionar con las moléculas de agua produce, un compuesto inestable que se disocia parcialmente y pasa a ser HCO3 -, según el siguiente equilibrio: CO2 + H2 O H2 CO3 HCO3 - (ac)+ H+(ac) Entonces, el HCO3 - resultante se combina con los cationes libres presentes en la célula, como el Na+(ac), formando así el NaHCO3 , que actuará como tampón ácido. Supongamos que entra en la célula un ácido fuerte, por ejemplo, HCl: HCl(ac) + NaHCO3 (ac) = NaCl(ac) + CO2 (g) + H2 O Raúl A. Salgado Labrada 119 Manual de actividades experimentales de Química Como se puede ver en la reacción anterior, el efecto del HCl queda neutralizado por el NaHCO3 (reserva de base) y resultan como productos sustancias que no provocan cambios en el pH celular, tal como el NaCl, el CO2 y el agua, de manera que se mantiene en su valor normal, alrededor de 7. Otro ejemplo lo constituye la disolución reguladora de KH2 PO4 disuelto en agua y NaOH, el pH del ácido se eleva a 7. H2 PO4 -(ac) HPO4 2-(ac) + H+(ac) Al añadir una base, el equilibrio se desplaza hacia la formación de agua, resultando un nuevo estado de equilibrio en que las concentraciones de los iones H2 PO4 -(ac)(reseva de ácido) y HPO4 2(ac)(reserva de base) son elevados, lo cual hace que el sistema sea regulador del pH. Generalmente las disoluciones reguladoras del pH son ácidos o bases débiles mezclados con electrólitos fuertes (generalmente una sal fuerte y soluble) que contenga un ion común con el ácido o la base. Procedimiento para la actividad experimental: a) Prepare con anticipación la disolución reguladora. (Se prepara disolviendo 6,8 g de KH 2 PO4 en agua; se adiciona 296 ml de NaOH 0,1 M y se diluye en un litro de disolución). b) Tome 25 ml de agua destilada e igual volumen de disolución reguladora; mida el pH de cada una y póngalos en vasos precipitados diferentes. c) Añada 1 o 2 gotas de fenolftaleína a cada uno, y añada gota a gota la disolución de NaOH 0,1 M. d) Tome 25 ml de agua destilada e igual volumen de disolución reguladora; mida el pH de cada una y póngalos en vasos precipitados diferentes. e) Añada 1 o 2 gotas de anaranjado de metilo a cada uno y añada gota a gota disolución de HCl 0,1 M (este se prepara con 4 ml de HCl concentrado en 500 ml de disolución). Actividad experimental 8.11. Hidrólisis salina Apuntes sobre el contenido: Generalmente, cuando se disuelve una sal en agua se espera que la disolución resultante sea neutra, pues el agua lo es. Muchas sales como el NaCl y el KNO3 , se comportan de esta manera ya que dichas sales provienen de un ácido y una base fuertes; en consecuencia, sus disoluciones acuosas tienen pH = 7; sin embargo, otros tipos de sales cuando se disuelven, las disoluciones resultantes no son neutras, sino ácidas o básicas, tales sales se hidrolizan en disoluciones acuosas, porque provocan un desplazamiento del equilibrio iónico del agua producido por la presencia de uno o más iones de la sal disuelta, lo que se conoce como hidrólisis salina. Entonces, la hidrólisis salina es una reacción química entre los iones del agua y los de la sal que se disuelve. Cabe aquí, respecto al fenómeno de la hidrólisis salina, considerar tres posibilidades que conducen a distintos resultados experimentales: 1. El ácido resultante de la hidrólisis es más débil que la base obtenida, tal es el caso de la disolución acuosa de NaAc, la cual se puede representar así: Raúl A. Salgado Labrada 120 Manual de actividades experimentales de Química Aquí se produce una hidrólisis básica: en el proceso se obtiene una base fuerte (NaOH) y un ácido débil (HAc); pH >7 porque c(H+) < c(OH-). 2. La base resultante de la hidrólisis es más débil que el ácido obtenido, tal es el caso de la disolución acuosa de NH4 Cl, la cual se puede representar así: Aquí se produce una hidrólisis ácida: en el proceso se obtiene un ácido fuerte (HCl) y una base débil (NH4 OH); pH < 7 porque c(H+) >c(OH-).. 3. El ácido y la base obtenidas son igualmente débiles, tal es el caso de la disolución acuosa de NH4 Ac, la cual se puede representar así: Aquí se produce una hidrólisis neutra: en el proceso se obtiene un ácido débil (HAc) y una base débil (NH4 OH), pH = 7 porque en este caso Ka = Kb. Es oportuno aclarar que no siempre que los dos electrólitos obtenidos sean débiles, la hidrólisis es neutra pues depende de los valores relativos de Ka y Kb. Es importante acotar que el hecho que una disolución salina sea neutra, también se puede deber a que los iones de la sal no reaccionan con los del agua, es decir, que no haya hidrólisis, este es el caso del NaCl y el KNO3 que mencionamos al inicio de estos apuntes. Los ejemplos expuestos corroboran la afirmación de que la hidrólisis corresponde a una reacción que involucra la disociación del agua y la consecución de 2 o 3 equilibrios simultáneos: el del agua y el de algún ácido o base débil que se forme en el hecho químico. Procedimiento para la actividad experimental: a) Deposite 0,2 g de bicarbonato de sodio NaHCO3 en un tubo de ensayo A y añada 5 ml de agua destilada. Raúl A. Salgado Labrada 121 Actividad experimental 8. el PbCl2 es un electrólito poco soluble. c2 (Cl-) Siempre hay una relación entre solubilidad y Kps para una determinada sustancia. Aplicaciones de la Kps Apuntes sobre el contenido: En una disolución saturada siempre existe un equilibrio entre el soluto disuelto (proceso de disolución) y el soluto sin disolver (proceso de cristalización): Cuando se trata de soluto. c2 (Cl-) es el producto iónico (PI) de los iones que están disueltos en la disolución. presenta el equilibrio siguiente: PbCl2 (s) Pb2+(ac) + 2 Cl-(ac) Aquí la constante de equilibrio se expresa en función de los iones. la constante del producto de solubilidad. la disolución se vuelve diluida. en términos generales. también es un valor constante. pero los términos solubilidad y Kps no son iguales y no deben confundirse. Ki . Salgado Labrada 122 . es decir. Esta nueva constante es Kps. entonces. Es por todo ello que Kps = c(Pb2+) . propia de los electrólitos poco solubles (PS). surge así. c(PbCl2 ) = c(Pb2+) . c(PbCl2 ) es constante. Por ejemplo. y la parte disuelta estará formada prácticamente por iones. ya que se forma el HCl(ac) y el NH4 OH.12. una nueva constante: Kps. c) Repita los pasos a y b para el NH4 Cl. mayor es Kps y viceversa. puede afirmarse que mientras mayor es la solubilidad. la concentración del sólido no varía. es por eso. pues a mayor solubilidad. que se suele confundir el término. La Kps es numéricamente igual al producto iónico a una temperatura dada cuando la disolución alcanza la saturación. Esta actividad va a corroborar una hidrólisis ácida. El valor de Kps es una medida de la solubilidad de un compuesto iónico. c2 (Cl-) Ki . Observará un leve burbujeo y un cambio de color que apunta a una hidrólisis básica. pues como se sabe. ya que es el producto de la constante Ki por1. electrólito fuerte y poco soluble. y a menor solubilidad corresponden Raúl A.Manual de actividades experimentales de Química b) Coloque una tira de papel indicador (u otro indicador conveniente) en un vidrio reloj y con el agitador (o un gotero) deposite 2 o 3 gotas de la disolución de NaHCO3 . corresponden mayores concentraciones iónicas en la disolución. c(Pb2+) . también particular.Manual de actividades experimentales de Química menores concentraciones iónicas en la misma. de equilibrio químico. (0. En caso contrario se deben calcular las solubilidades a partir de los valores de Kps para conocer cuál es más soluble. que en igualdad de condiciones.25. C2 (Cl-) PI = 0. c) Calcule el PI del PbCl2 al mezclar ambas disoluciones para corroborar los hechos anteriores. sirve como referencia para comparar la solubilidad entre electrólitos poco solubles. se estima que para una misma temperatura existen infinitos valores del PI y un único valor de Kps: el valor del PI en la disolución saturada. un electrólito es más soluble que otro de menor Kps.7. 10 ml de disolución de NaCl de concentración 0. si no se tienen fórmulas semejantes. La Kps tiene mucha utilidad práctica. 10-1 .5. y este representa una situación.001 M y agregue después 10 ml de disolución de Pb(NO3 )2 de concentración 0. entonces. 10-3 )2 PI = 1. Puede decirse que aunque la expresión matemática del PI es la misma que la de Kps. no hay precipitado y la disolución admite más soluto al estar no saturada.5. Vaso de precipitado B PbCl2 (s) Pb2+(ac) + 2 Cl-(ac) Raúl A. La expresión de Kps no es más que un caso particular del llamado producto iónico. hay precipitado. la relación matemática entre solubilidad y el valor de Kps depende de la relación estequiométrica en la que se encuentren los iones en la estructura del sólido. Salgado Labrada 123 . 1 M. Sin embargo. 10-3 M PI = c(Pb2+). Procedimiento para la actividad experimental: a) Deposite en un vaso de precipitado A. es decir. cuya parte disuelta se disocie en iones en igual proporción a una misma temperatura. 10-1 M c(Cl-) = 0. 10-8 PI < Kps. De aquí puede establecerse el siguiente criterio: Si en una disolución: a) PI > Kps. no deben compararse las solubilidades de las sustancias por simple inspección de los valores de Kps de estas. 10 ml de disolución de NaCl de concentración 0. entonces. Vaso de precipitado A PbCl2 (s) Pb2+(ac) + 2 Cl-(ac) Kps (PbCl2 ) = 1. 1 M. b) Deposite en un vaso de precipitado B. no hay precipitado.5.5.1 M y agregue después 10 ml de disolución de Pb(NO3 )2 de concentración 0. b) PI < Kps. y por consiguiente. 10-5 c(Pb2+) = 0. 10-1 M c(Cl-) = 0. Reacción redox. atendiendo a ciertas reglas un tanto arbitrarias. C2 (Cl-) PI = 0. 10-1 )2 PI = 1. ¿Qué son las reacciones de oxidación-reducción? ¿A qué llamamos número de oxidación? ¿Qué es la oxidación? ¿Qué es la reducción? ¿Cuándo una sustancia se oxida? ¿Cuándo una sustancia se reduce? ¿A qué llamamos agente oxidante? ¿A qué llamamos agente reductor? Todos estos conceptos se pueden resumir: 1. Por el contrario. atendiendo a ciertas reglas un tanto arbitrarias. 10-4 PI > Kps. Reducción del ion cobre (II) por el cinc. No debe confundirse número de oxidación con valencia. mientras que su número de oxidación es -2. si hay precipitado. Salgado Labrada 124 . nos viene a la mente un grupo de preguntas que necesitan la respuesta exacta para comprender tan singular fenómeno. IX) ELECTROQUÍMICA Actividad experimental 9. 10-5 c(Pb2+) = 0. por ejemplo.5. La valencia (palabra que proviene del latín valentia que significa "fuerza.Manual de actividades experimentales de Química Kps (PbCl2 ) = 1. la valencia es un número abso luto. referido este. el número de oxidación es (+) o (-).1.7. Número de oxidación21 . sin signo alguno asociado a él.25.entre los reaccionantes. Resulta así. En todo caso.5. o bien el número de enlaces simples que un átomo puede formar. Incluso puede existir diferencia en el valor absoluto de ambo s: en Raúl A. Es la carga aparente de un átomo en determinadas circunstancias cuando se cuentan sus e-. al significado del poder combinante de los átomos). 2. Apuntes sobre el contenido: Al analizar el contenido de la electroquímica como aquella rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.5. (0. la valencia del oxígeno es 2. el número de átomos de hidrógeno con que puede combinarse un átomo dado. dando lugar a la variación en los números de oxidación de los mismos con respecto a los productos. 10-1 . que en el agua. capacidad". 21 Es la carga aparente de un átomo en determinadas circunstancias cuando se cu entan sus e-. 10-1 M PI = c(Pb2+).5. Toda reacción química en la cual existe transferencia de e. representa. se interpreta de diferentes modos. de un átomo o grupo de átomos. Agente reductor (AR). Es la sustancia que se oxida y provoca la reducción de otra especie. Es la sustancia reaccionante que contiene la especie que se oxida. Salgado Labrada 125 . de donde se deduce que su valencia es 2. Procedimiento para la actividad experimental: el H2 O2 cada oxígeno posee dos enlaces simples. El cambio ocurrido en el sistema puede representarse por la ecuación: Zn(s) + CuSO4 (ac) = Cus) + ZnSO4 (ac) ΔH < 0 gris azul rojizo incoloro Aquí el cambio energético se manifiesta. evidentemente ha tenido lugar una reacción química. Es la sustancia que se reduce y provoca la oxidación de otra especie. Oxidación. igual que la que sucede en una pila electroquímica que tenga involucrada a estas sustancias. Al introducir una lámina de Zn en un recipiente que contiene una disolución de CuSO 4 ocurre una reacción química espontánea. Esto produce una disminución en el número de oxidación. uno con el otro oxígeno y el otro con un hidrógeno. Raúl A. Reducción. fundamentalmente en forma de calor. 5. hasta la decoloración total.de un átomo o grupo de átomos. 8. 7. Es la sustancia reaccionante que contiene la especie que se reduce. 4. Es el agente oxidante. Esto produce un aumento en el número de oxidación.Manual de actividades experimentales de Química 3. ya que para que el cambio se manifieste en forma de energía eléctrica. mientras que su número de oxidación no lo es. inmediatamente comienza a aparecer sobre la lámina una capa esponjosa y de color rojiza a la vez que el color azul de la disolución inicial comienza a desaparecer con el tiempo. Es la pérdida de e. prácticamente. no basta con que el proceso sea espontáneo y haya transferencia de e-. mientras que la decoloración indica la formación del ZnSO4 . 6. Sustancia que se reduce (SR). Sustancia que se oxida (SO). No cabe la menor duda que la capa rojiza es Cu metálico. Es el agente reductor. Es la ganancia de e. Si en el vaso de precipitado se coloca un termómetro obtenemos evidencia de que el cambio es exotérmico. se necesita de una adecuada disposición para tal fín. Agente oxidante (AO). es desplazado de su sal para reducir al otro a un nuevo haluro con número de oxidación menor que el que tenía en la sustancia simple. Observará que el cinc se recubre con una capa esponjosa rojiza de cobre metálico y que la temperatura ha aumentado respecto a la posición inicial. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. Propiedades reductoras del KI Apuntes sobre el contenido: Las propiedades reductoras de los halógenos y sus sales haloideas aumentan del flúor al yodo. se oxida a I2 y reduce a la sal de hierro. b) Introduzca un termómetro. La reacción no ocurre. después de transcurrido unos minutos no se podrá ver cambio alguno.Manual de actividades experimentales de Química a) Coloque 40 ml de una disolución de CuSO4 (ac) en un vaso de precipitado e introduzca en él una lámina de cinc. por ejemplo: 2 KI(s) + Cl2 (g) = 2 KCl(s) + I2 (s) El yoduro de potasio al reaccionar con el cloruro de hierro (III) pierde e -. Por esta razón. mida la temperatura y anótela. lo cual puede simbolizarse de la siguiente: Es esta la razón por la cual cuando el yoduro de potasio reacciona con otro de los halógenos. decimos que es el agente reductor.2. Salgado Labrada 126 . Ecuación de la reacción: CuSO4 (ac) + Zn(s) = ZnSO4 (ac) + Cu(s) ΔH<0 Nota: si coloca una disolución de ZnSO4 (ac) e introduce una lámina de cobre. c) Después de transcurrir 10 minutos vuelva a medir y anotar la temperatura. al cual cede e-. ya que manifiesta estas propiedades en el transcurso de la reacción. Actividad experimental 9. Salgado Labrada 127 .Manual de actividades experimentales de Química a) Coloque una pequeña cantidad de disolución de cloruro de hierro (III) en el tubo de ensayo 1. hasta que pierda su brillo y se torne de color negro de la capa de CuO que se formó. c) Vierta sobre el tubo de ensayo que contiene FeCl3 una pequeña cantidad de yoduro de potasio hasta que tome una coloración azul intensa. 2 NH3 (g) + 3 CuO(s) = 3 Cu(s) + N 2 (g) + 3 H2 O 2 NH4 OH(ac) + 3 CuO(s) = 3 Cu(s) + N 2 (g) + 5 H2 O Procedimiento para la actividad experimental: a) Raspe bien y luego enrolle en espiral un pedazo de alambre de cobre.3. Propiedades reductoras del NH4 OH Apuntes sobre el contenido: El NH3 actúa como agente reductor frente a muchos óxidos metálicos cuando se hace pasar el gas sobre ellos a altas temperaturas o se sumergen en disoluciones concentradas de NH4 OH. Ecuación de la reacción: 2 FeCl3 (ac) + 2 KI(ac) = 2 KCl(ac) +2 FeCl2 (ac) + I2 (s) ΔH<0 Actividad experimental 9. Ello demuestra la presencia de I2 formado en el tubo de ensayo por oxidación del KI. Se observa que reaparece el color brillante del cobre. c) Después coloque el espiral en un tubo de ensayo que contiene una disolución concentrada de NH4 OH. b) Añada unas gotas de disolución de almidón. lo que demuestra su carácter reductor. Raúl A. b) Ponga el espiral del alambre de cobre en la candela del mechero. las manchas pueden ser eliminadas con NaHSO3 . tanto sólido como en solución acuosa. que es prácticamente incoloro en disolución diluida. Propiedades oxidantes del ion permanganato por el ion cloruro. Las manchas en la ropa se pueden lavar con ácido acético. El permanganato. el permanganato solo se reduce a MnO2 . dando manganato de potasio.Manual de actividades experimentales de Química Actividad experimental 9. Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque una pequeña cantidad de disolución de permanganato de potasio en un tubo de ensayo. En disoluciones alcalinas. especialmente al estar diluidas. b) Añada ácido clorhídrico hasta la decoloración total. incoloro en disoluciones ácidas. K 2 MnO4 . presenta un intenso color violeta y puede ser empleado para hacer valoraciones cualitativas (y cuantitativas). Apuntes sobre el contenido: El KMnO4 es un fuerte agente oxidante utilizado en muchas reacciones químicas en el laboratorio y la industria. como se ha dicho. Salgado Labrada 128 . Las manchas en la piel desaparecen dentro de las primeras 48 horas. En disoluciones neutras. El permanganato mancha la piel y la ropa (al reducirse a MnO2 ) y debería por lo tanto manejarse con cuidado. al tiempo que se reduce a ion manganeso (II). Mezclando KMnO4 sólido con H2 SO4 concentrado forma Mn2 O7 que provoca una explosión. Mezclado con HCl genera el peligroso gas Cl2 . se reduce a +6. Sus disoluciones acuosas son bastante menos peligrosas. un precipitado marrón en el cual el manganeso tiene número de oxidación +4. En el trabajo con el KMnO4 hay que tener muchas precauciones. es un oxidante muy enérgico. Se observará que el ion permanganato MnO 4 oxida al ion cloruro a dicloro gaseoso. Sin embargo. que mezclado con glicerina pura provoca una reacción fuertemente exotérmica. Reacciones de este tipo ocurren al mezclar KMnO4 sólido con muchas sustancias orgánicas. de color violeta. se reduce al catión Mn+2 . Ello se debe a que. ya que.4. Semiecuaciones de la reacción: Raúl A. diseñada por el químico francés George Leclanché. pila voltaica o galvánica es el dispositivo que produce corriente eléctrica a partir de una reacción redox (acrónimo de las palabras REDucción y OXidación).36 V) ΔE0 = + 1. que también recibe el nombre de pila galvánica o pila voltaica. proceso espontáneo. Desde el punto de vista teórico la pila voltaica creó las bases para un amplio estudio sobre el tema. cámaras fotográficas. es por eso. tales como linternas.36 V ΔE0 = + 0. Salgado Labrada 129 . relojes. Se puede definir que pila electroquímica. ΔE0 > 0. sirvió de 22 Sistema formado por la lámina metálica y la disolución de s us iones. entre otras versiones. Para ello hoy día se fabrican miles de millones de pilas de diferentes tipos. cuando se hablaba de juntar varias celdas "apiladas" para producir energía eléctrica. la de Grove (1839) y la pila de Leclanché (1868). En el afán de hacer de la pila electroquímica un dispositivo útil y versátil. La pila electroquímica fue inventada en 1800 por el físico italiano Alessandro Volta . Constituye una semicelda o semipila.16 V. Otro tanto ocurre con la palabra “batería”. pues no se puede emplear de manera práctica en la vida cotidiana. Es algo de lo que la sociedad moderna no se puede sustraer. algunos llegan a asegurar que es el asunto que más se ha estudiado desde el punto de vista físicoquímico.(1745-1827) a partir de algunos estudios realizados por su colega. la pila de Daniell (1836).52 V – (+ 1. esta pila solo es objeto de laboratorio.5. formas y tamaño. Ella se basa en el principio de que dos semirreacciones separadas pueden tener lugar al mismo tiempo. Actividad experimental 9. con la pila Zn/Cu. La pila electroquímica Zn/Cu Apuntes sobre el contenido: La pila electroquímica en sus diversas variantes es ampliamente utilizada en todas las esferas del quehacer social que emplean disímiles artefactos eléctricos. se crearon así. radios. radios portátiles. otros científicos inventaron nuevas variantes. sin embargo. Ello sin contar los cientos de millones de vehículos que hay en el planeta que necesitan de los acumuladores de plomo.E0 (Cl2 /2Cl -) ΔE0 = + 1.E0 anódico ΔE0 = E0 (MnO4 -/ Mn2+) . El término “pila” proviene de los primeros tiempos del estudio de la electricidad.Manual de actividades experimentales de Química Cálculo de ΔE0 ΔE0 = E0 catódico .52 V – 1. El vocablo aunque no es muy “científico” ha perdurado en el tiempo y aceptado por la comunidad científica.se realiza a través de un alambre por donde fluye la corriente eléctrica proveniente de un electrodo22 cuyo potencial (voltaje) se puede medir con un voltímetro como ocurre. Esta última. Luigi Galvani (1737-1798). Raúl A. que la transferencia de e. por ejemplo. de modo tal. calculadoras. es el elemento más simple en electroquímica. etc. 12 V.5 mm de longitud y 10. Por eso. Raúl A. es decir. tales como audífonos. de una mezcla de C y MnO2 en polvo. para permitir la utilización de equipos eléctricos a nivel mundial.= 2 NH3 (g) + H2 (g) Zn(s) + 2 NH4 +(ac) = Zn2+(ac) + 2 NH3 (g) + H2 (g) La notación simplificada de esta pila se puede representar de la siguiente forma: Zn(s) / Zn2+(ac) // NH4 +(ac) /H2 (g) Aquí el cátodo es inerte. pero ofrecen el mismo voltaje nominal y el mismo tamaño físico Para satisfacer la amplia demanda de dispositivos electrónicos portátiles. la pila AA mide 50 mm de longitud y 14 mm de diámetro. puede llegar a contaminar 600 000 litros de agua. Existen otros tipos de pilas secas llamadas alcalinas. La pila seca común (de Zn-C). Puede representarse simplificadamente como a continuación se muestra: SEO: Zn(s) = Zn2+(ac) + 2 eSER: 2 NH4 +(ac) + 2 e. es solo el conductor eléctrico. También se ha normalizado la cuestión del voltaje con que trabajen diferentes equipos. Es importante señalar que los metales y los productos químicos con que se fabrican las pilas pueden resultar perjudiciales para el medio ambiente. es en principio un recipiente cilíndrico de cinc que hace de ánodo (-). las sustancias químicas se liberan y con mayor o menor grado son absorbidas por la tierra.5 mm de diámetro. mientras que la AAA mide 44. Tiene un potencial nominal de 1. Estudios especializados indican que una micropila de Hg. compactado que rodea a una varilla de carbono (o de grafito) como cátodo (+). Existen normas internacionales para la estandarización del tamaño y voltaje de la pila (refrendados por la Organización Internacional de Normalización o ISO). las pilas se presentan en varias formas y tamaños normalizados. etc. entre otros factores. razón por la cual funcionan con 3. Salgado Labrada 130 . entrando así en la cadena alimentaria. una de cinc-aire 12 000 litros y una de óxido de plata 14 000 litros. relojes. no interviene en la reacción. en general. una vez que la envoltura metálica que recubre las pilas se daña. calculadoras. en lugar de NH4 Cl. Las pilas son residuos peligrosos. etc. 9. de la complejidad de la reacción catódica de reducción del manganeso que es extremadamente complicada. pudiéndose filtrar hacia las aguas subterráneas y pasar directamente a los seres vivos. al que pertenecen prácticamente todas las utilizadas hoy día en todo el mundo.5 V que depende.5 V y algunos múltiplos de él. al negativo. Por ejemplo. Estas pilas se basan en los mismos principios de la electroquímica. Reciben ese nombre porque contienen un electrólito alcalino de KOH. conectada al polo positivo y la tapa.. es por ello que se ha estandarizado 1. Por eso no se deben botar en la basura. relleno de una pasta electrolítica de NH4 Cl con ZnCl2 disueltos en agua separada por una papel. ya que producen contaminación química. sino llevarlas a centros de reciclado. se requiere de pilas cada vez más pequeñas: las llamadas pilas de botón (por su similitud a un botón): un recipiente en forma de disco con una caja de metal.Manual de actividades experimentales de Química base para el importante avance que constituyó la pila “seca”. Si no hubiese tubo en U. los iones (+) del puente salino pasan a la disolución al ser atraídos por ella. KI. el puente salino se puede preparar con un papel de filtro embebido en una disolución de KCl. cuando parte de los iones Cu2+se reducen a Cu. Se produce un aumento de c(Zn2+) en ella. Sin el puente salino. La pila Zn/Cu consta de los siguientes elementos y procesos: 1. mientras que el del Cl2 es + 1. los iones (-) del puente salino pasan a la disolución para mantenerla eléctricamente neutra. La explicación está en los potenciales de electrodo. En el ánodo se oxida primero el Zn(s). así como de aislar los contenidos de las dos partes de las celdas mientras se produce el contacto eléctrico entre ellas.a lo largo del alambre continúa ininterrumpidamente.= Cu(s) 3. Zn2+(ac) y Cu2+(ac) en la pila. en el cual los e. Cátodo.36 V y el del SO4 2-(ac) es de +2. se puede humedecer con H2 SO4 o con cualquiera de los dos electrólitos usados. Es el electrodo activo (+) formado por la lámina de Cu y la disolución de sus iones.que van llegando a la lámina de Cu y aparece un ligero exceso de cargas (-) en dicha disolución. De esta manera ambas disoluciones permanecen neutras y el flujo de e. es la siguiente: Raúl A.34V) que el K+(-2. Resultado neto del proceso: Zn(s) + Cu2+(ac) = Zn2+(ac) + Cu(s) y generación de electricidad de forma espontánea. Tiene la función de conectar los dos electrodos. deben ser manejadas por personal capacitado que siga las precauciones adecuadas empleando todos los procedimientos técnicos y legales del manejo de residuos peligrosos.no aparece en la TPEE del LT. Salgado Labrada 131 . Es el electrodo activo (-) (aquel que participa en la reacción) formado por la lámina de Zn y la disolución de sus iones.76V).01 V23 . se reduce este último.Manual de actividades experimentales de Química Las pilas desechadas son residuos altamente peligrosos por lo que desde el momento en que se empiezan a reunir. Sucede que en un instante muchos iones Zn2+(ac) pasan a la disolución de ZnSO4 y aparece un ligero exceso de cargas (+) en esta. De modo similar las cargas (-) de los iones SO4 2-(ac). se oxida el primero. entonces. en el cual los e. 4. El puente salino se prepara generalmente con un tubo en U lleno de una disolución de KCl y taponeados sus extremos con algodón se invierte de manera que cada extremo del tubo quede en una de las disluciones. Pudiera surgir la duda del por qué si hay iones K +(ac). pues tiene el menor E 0 (-0. Semiecuación catódica: Cu2+(ac) + 2 e. Puente salino. entran a la lámina de Cu y ocurre la reducción de los iones Cu2+(ac) de la disolución a Cu(s). provocando que enseguida la pila colapse. Estas atraen de nuevo a los e. y por qué si hay Zn(s) e iones SO4 2-(ac) y Cl-(ac). repelen a los e. En última instancia. pronto se acumularían cargas (+) en el ánodo por la formación de iones Zn 2+y cargas negativas en el cátodo. 23 La semiecuación de oxidación del SO4 2.que vienen de la lámina de Zn. Semiecuación anódica: Zn(s) = Zn2+(ac) + 2 e- 2. En este caso se reduce primero el Cu 2+(ac) por tener mayor E 0 (+0.76V).93V) y el Zn2+(-0. Na 2 SO4 o KNO3 . Ánodo.salen de la lámina de Zn como producto de la oxidación de sus átomos a Zn2+que pasan a la disolución de ZnSO4 .que intentan desplazarse por el alambre hacia la lámina de cobre. entonces. ánodo es el camino por el que ascienden los electrones. entonces. S2 O8 2-(ac).  káthodos significa “camino descendente”.  En el Cátodo (+) se produce la Reducción (las dos palabras comienzan con consonantes: c y r). se llama ion piroxisulfato. el tubo en U debe estar taponado con algodón en ambos extremos para evitar que esta disolución fluya hacia ambos recipientes. al tiempo que permite el paso de los cationes (S6+O4 )2-(ac) = (S2 7+O8) 2-(ac) + 2 e Raúl A. entonces. Esto además de ser cultural. las partículas disueltas son las que se desplazan a través de las disoluciones (en este caso). 132 .  Ion significa “que camina”. cátodo es el camino por donde bajan los electrones. como el KCl o NH4 NO3 cuyos iones no reaccionarán con los de las disoluciones o con los metales. c) Entre ambos recipientes se coloca un puente salino formado por un tubo en U relleno con una disolución de un electrólito inerte. electrodo es el camino por el que van los electrones. entonces. Otra forma fácil también de recordar la terminología es tomando en cuenta la primera letra de cada electrodo y asociarla al proceso que en él ocurre:  En el Ánodo (-) se produce la Oxidación (las dos palabras empiezan con vocales: a y o). b) En el vaso de precipitado B se coloca una disolución de sulfato de cobre (II) y luego se introduce una lámina de cobre. Zn(s)/Zn2+(1M) // Cu2+(1M)/Cu(s) Procedimiento para la actividad experimental: a) En el vaso de precipitado A se coloca una disolución de sulfato de cinc y luego se introduce una lámina de cinc.Manual de actividades experimentales de Química Una manera más fácil de recordar toda esta terminología es fijándose en la raíz griega de las palabras. es interesante:  Odos significa “camino”.  Ánodos significa “camino ascendente”.01V. Entonces. Salgado Labrada E0 = + 2. Elementos y procesos de la pila de Volta Zn/H2 : 1. (Si no hay tubo en U. En un recipiente donde coexisten dos metales con diferente actividad química.34 V – (. parte de los e. o la diferencia de potencial entre los potenciales de reducción de las especies que constituyen el cátodo y el ánodo. Cátodo. Se produce un aumento de c(Zn2+) en ella: Semiecuación anódica: Zn(s) = Zn2+(ac) + 2 e2. en el cual los e. Cu y Zn. Nota: después de transcurrido suficiente tiempo. Estará ocurriendo una pila electroquímica (en este caso una pila de Volta). Salgado Labrada 133 . conectados entre sí por medio de un conductor metálico. Actividad experimental 9. La pila electroquímica Zn/H2 Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental 9. Ecuaciones de las semirreacciones: Cálculo de ΔE0 ΔE0 = E0 catódico .salen de la lámina de Zn como producto de la oxidación de sus átomos que se transforman en iones Zn2+y pasan a la disolución de H2 SO4 .E0 anódico ΔE0 = E0 (Cu 2+/ Cu) . Es decir. Ánodo.5. Es el electrodo activo (-) (aquel que participa en la reacción) formado por la lámina de Zn y la disolución ácida. empapado en una de las disoluciones mencionadas y conectado a ambos recipientes). se puede apreciar que la lámina de Zn se ha desgastado y que sobre la lámina de Cu se va depositando una capa esponjosa del propio metal.que vienen de la lámina de Zn. por ejemplo.producidos por la oxidación del metal más activo (el Zn) circulan a través del conductor hacia el metal menos activo (el Cu).6. se puede utilizar papel filtro o algodón. en el cual los e. el cálculo de la diferencia de potencial puede hacerse por dos vías: la suma algebraica de los potenciales de oxidación y de reducción.76 V) ΔE0 = + 0. d) Conecte con alambres de cobre los electrodos. sumergidos en una disolución ácida (HCl o H2 SO4 ). Es el electrodo activo (+) formado por la lámina de Cu y la disolución ácida.10 V.E0 (Zn 2+/ Zn) ΔE0 = + 0. entran a la de Cu y ocurre la reducción de los iones H+(ac) de la Raúl A. y en su superficie se reducirá buena parte de los iones H+(ac) de la disolución ácida. Zn2+ y Cu2+ y los aniones Cl.34 V + 0.Manual de actividades experimentales de Química K+. entonces. ΔE0 > 0. en medio de los cuales se intercala un voltímetro (u otro dispositivo para comprobar la existencia de corriente eléctrica).y SO4 2-.0.76 V ΔE0 = + 1. proceso espontáneo. se observará que la aguja del equipo se mueve indicando el paso de la corriente eléctrica (si es el voltímetro). Salgado Labrada 134 .E0 anódico ΔE0 = E0 (H+/ H2 ) . c) Conecte con alambres de cobre los electrodos. La notación simplificada de esta pila es: Zn(s)/Zn2+(1M) // 2 H+(1M)/H2 (g) Procedimiento para la actividad experimental: a) En una cristalizadora deposite una disolución de ácido sulfúrico al 10% hasta la 4/5 parte del volumen del recipiente. se observará que la aguja del equipo se mueve indicando el paso de la corriente eléctrica y que en el cátodo comienza a formarse un burbujeo debido a la presencia del dihidrógeno gaseoso. El cobre actúa como conductor elécterico.= H2 (g) 3. Semiecuación catódica: 2 H+(ac) + 2 e. una de cinc y otra de cobre.E0 (Zn 2+/ Zn) Raúl A.Manual de actividades experimentales de Química disolución H2 SO4 a H2 (g). Resultado neto del proceso: Zn(s) + 2 H+(ac) = Zn2+(ac) + H2 (g) y generación de electricidad de forma espontánea. entonces. b) Sumerja en ambos extremos del recipiente dos láminas. en medio de los cuales se intercala un voltímetro (u otro dispositivo para comprobar la existencia de corriente eléctrica). no participa en la reacción redox. Ecuaciones de las semirreacciones: Cálculo de ΔE0 ΔE0 = E0 catódico . Salgado Labrada 135 . por ejemplo.00 V + 0.7. Actividad experimental 9. etc.0. de hecho estarán sumergidos en una disolución ácida. c) Conecte con alambres de cobre los electrodos. Zn y Cu.5. Si en un limón. parte de los e. Una pila singular Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental 9.. se disperse lo suficiente como para facilitar la reacción redox. proceso espontáneo. La acción de apolismar o magullar bien al cítrico tiene el objetivo de provocar que la disolución del ácido cítrico que contiene la fruta. conectados entre sí por medio de un conductor metálico. se le introducen dos láminas o alambres de dos metales con diferente actividad química. en medio de los cuales se intercala un voltímetro (u otro dispositivo para comprobar la existencia de corriente eléctrica). Raúl A.76 V.00 V – (.76 V ΔE0 = + 0. Esta experiencia se puede hacer incluso con el zumo del cítrico previamente obtenido. La notación simplificada de esta pila es: Zn(s)/Zn2+(1M) // 2 H+(1M)/H2 (g) Procedimiento para la actividad experimental: a) Tome un limón y apolísmelo repetidamente hasta lograr que se rompan las pequeñas bolsitas interiores que almacenan el zumo.76 V) ΔE0 = + 0. bien apolismado.Manual de actividades experimentales de Química ΔE0 = 0. se observará que la aguja del aparato se mueve indicando el paso de la corriente eléctrica. produciendo H2 . un de cinc y otro de cobre. entonces. b) Introduzca en el limón dos alambres. y en su superficie se reducirá buena parte de los iones H+de la disolución ácida.producidos por la oxidación del metal más activo (el Zn) circulan a través del conductor hacia el metal menos activo (el Cu). ΔE0 > 0. en este caso de ácido cítrico (C6 H8 O7 aproximadamente al 6%). Nota: las ecuaciones de las semirreacciones son las mismas que las de la pila de Volta ya que en ambas es el catión H+(ac) quien se reduce en el cátodo. naranja. La pila seca Apuntes sobre el contenido: La pila seca consiste en una disposición ingeniosa que por una parte. polarizando la pila y paralizando su funcionamiento. el H2 que tiene la tendencia de recubrir al grafito. no interviene químicamente en el proceso.= 2 NH3 (g) + H2 (g) Para consumir estos gases liberados que pudieran hacer reventar a la pila. permite la transferencia de e-.producidos viajan a través del electrodo inerte de frafito (de C) y reducen al ion NH4 +(ac): 2 NH4 +(ac) + 2 e. pero una versión más sencilla explica que cuando se cierra el circuito. es eliminado mediante la reacción: 2 MnO2 (s) + H2 (g) = Mn2 O3 (s) + H2 O Como se puede observar estas reacciones “colaterales”suceden para eliminar los productos gaseosos que se obtienen durante el funcionamiento de la pila. el NH3 reacciona con los iones Zn2+ para dar iones tetrammincinc (II): NH4 +(ac) + Zn2+(ac) = [Zn(NH3 )4 ] 2+(ac) El otro gas desprendido. mientras que el polo positivo (cátodo) es la barra de grafito. el Zn se oxida: Zn(s) = Zn2+(ac) + 2 eLos e. que experimenta la oxidación. Salgado Labrada 136 . este es inerte. NH4 Cl.8. La pila seca comercial consta de un cilindro hueco de Zn en cuyo interior hay una barra de grafito rodeada de una pasta húmeda formada por una mezcla de MnO4 . El polo negativo (ánodo) es el propio cilindro de Zn.Manual de actividades experimentales de Química Ecuaciones de las semirreacciones: Actividad experimental 9. es decir. El proceso completo se puede representar de la siguiente manera: SEO: Zn(s) = Zn2+(ac) + 2 eSER: 2 NH4 +(ac) + 2 e. se consumen los productos gaseosos que se liberan durante la reacción. ZnCl2 y H2 O. Las reacciones que tienen lugar en una pila seca son muy complejas y aún no están interpretadas en todos sus detalles.= 2 NH3 (g) + H2 (g) Zn(s) + 2 NH4 +(ac) = Zn2+(ac) + 2 NH3 (g) + H2 (g) La notación simplificada de esta pila se puede representar de la siguiente forma: Zn(s) / Zn2+(ac) // NH4 +(ac) /H2 (g) Raúl A. y por la otra. debido a que los gases formados se liberan facimente y no polarizan la pila.50. Raúl A. El PbO2 es reducido a PbSO4 en el cátodo. Esta sal prácticamente insoluble se va depositando sobre las placas. En la descarga del acumulador. b) límpiela bien y córtela en 3 por 6 cm aproximandamente. Los e. Actividad experimental 9. c) Sobre la lámina de cinc coloque una capa de algodón de 1 cm de espesor humedecida con una disolución saturada de cloruro de amonio (NH4 Cl). La pila tiene un potencial nominal de 1.Manual de actividades experimentales de Química Para determinar el potencial de esta pila se necesitan los potenciales de los electrodos en las condiciones en que ocurren las reacciones químicas. Salgado Labrada 137 . y una disolución electrolítica de ácido sulfúrico. e) Conecte con alambres de cobre los electrodos de Zn y de grafito. pero siempre múltiplo de 1. se aprovechan en forma de corriente eléctrica por un circuito externo.9. d) Sobre la capa de algodón coloque el electrodo de grafito (puede ser el de una vieja pila).transferidos en estos procesos. la concentración del H2 SO4 disminuye porque se va formando PbSO4 y aumenta la cantidad de agua formada en la reacción. El acumulador de plomo es un tipo especial de pila que puede recargarse con energía eléctrica externa.50 V y combinando varias en serie se puede obtener una batería con el voltaje que se desee. el Pb metálico es oxidado para dar igualmente PbSO 4. en medio de los cuales se intercala un voltímetro (u otro dispositivo para comprobar la existencia de corriente eléctrica). otra de óxido de plomo (II). Está formado por un grupo de células conectadas en serie. mientras que en el ánodo. Durante la descarga (comportamiento como pila electroquímica). lo que va afectando paulatinamente la eficiencia del acumulador. invirtiendo el proceso inicial de oxidación-reducción y provoca que se regeneren prácticamente. cada una de ellas consiste en una placa de plomo. Como el ácido concentrado tiene una densidad superior al diluido. sirve como indicador para diagnosticar el estado de carga del dispositivo. las sustancias que se consumieron durante el funcionamiento como pila. El acumulador de plomo Apuntes sobre el contenido: El acumulador de plomo fue inventado en 1859 por el físico francés Gastón Planté. Procedimiento para la actividad experimental: a) Tome la cubierta de Zn de una vieja pila seca. Aquí no hace falta el MnO2 . no son los valores estándar que aparecen en el libro de texto. Entonces se observará que la aguja del equipo se mueve indicando el paso de la corriente eléctrica. ello acorta la vida útil de las placas.5 por 5 cm. con lo que se pierde la característica esencial de la reversibilidad. c) Conecte con alambres de cobre las dos láminas de plomo. Solo si se supera la tensión de carga recomendada se desprende H2 o se consume el agua del electrolito. el elemento es oxidado y reducido al mismo tiempo. en la carga del acumulador se regeneran las sustancias iniciales (Pb. PbO2 y H2 SO4 ). alteraciones irreversibles que acortan la duración del acumulador. Se dice entonces que el acumulador se ha sulfatado y es necesario sustituirlo por otro nuevo. Como se puede apreciar.8 V. Salgado Labrada 138 . Si el desprendimiento de H2 sucediese. ayudando a que se destruyesen mecánicamente las partes del mismo. con el consiguiente peligro de explosión por la combustibilidad de este gas. se trata de un proceso de dismutación. Por lo tanto.Manual de actividades experimentales de Química Durante el proceso de carga o recarga (comportamiento como electrólisis) el PbSO4 es reducido a Pb en el cátodo. es decir. provocaría la lenta degradación del electrodo. Los procesos de carga y descarga del acumulador no se pueden repetir indefinidamente porque cuando el PbSO4 forma cristales muy grandes. mientras que en el ánodo se forma PbO2 . Los cristales grandes también se forman si se deja caer la tensión de cada celda por debajo de 1. característica favorable que se refuerza incorporando a los electrodos pequeñas cantidades de plata. Los procesos de carga y descarga del acumulador se pueden representar de la siguiente forma: Procedimiento para la actividad experimental: a) Tome dos láminas de plomo de 2. en medio de las cuales se intercala una fuente de corriente directa (en caso de utilizar un rectificador es necesario conectar los conductores Raúl A. entonces no responden bien a los procesos indicados. b) Sumerja ambas láminas en una cristalizadora previamente rellenada con H2 SO4 al 10 % (cuide que las placas no se pongan en contacto entre sí). En el acumulador de plomo no se desprende H2 . ya que su reducción está cinéticamente impedida en la superficie de plomo. por ejemplo. los iones OH. Si se utilizan electrodos inertes. En medio neutro. el H2 O reaccionará primero que los aniones oxigenados (NO3 -. se verificará en el ánodo la que tenga más bajo potencial de reducción y en el cátodo. Br.10. que son fuertemente polares y pueden también reaccionar. Cuando los aniones Cl-. el H2 O se oxidará según la siguiente ecuación: 2 H2 O O2 (g)+4 H+(ac) + 4 e- 3. reaccionan primero que el agua. necesita de la corriente eléctrica suministrada por una fuente exterior para que esta pase a través de un electrólito fundido o en disolución. y también que los iones Cl-. desconecte los extremos de los conductores y conéctelo a un bombillo apropiado. Si colocamos una disolución electrolítica en un recipiente adecuado. etc.). por ejemplo.si están en disoluciones diluidas. Salgado Labrada 139 . no son los valores estándar que aparecen en el libro de texto. CO3 2-. Observará que se enciende por la acción de la energía eléctrica que se acumuló en forma de energía química. daremos una serie de reglas prácticas para determinar qué reacciones tendrán lugar en los electrodos de una celda electrolítica: Reacciones anódicas: 1. al aplicar corriente eléctrica existirá la posibilidad de que se verifiquen varias reacciones. la que consuma menos energía.Manual de actividades experimentales de Química con este y luego el rectificador con la línea doméstica) para cargar el acumulador durante unos 10 minutos. es decir. Actividad experimental 9. está rodeado por moléculas de H2 O del disolvente. El acumulador tiene un potencial nominal de 2. el grafito o el platino.04 V. es decir. Semiecuaciones de las reacciones: Para determinar el potencial del acumulador se necesitan los potenciales de los electrodos en las condiciones en que se producen las reacciones químicas. Electrólisis de una disolución diluida de NaCl Apuntes sobre el contenido: La electrólisis es un proceso electroquímico redox no espontáneo. SO4 2-.se oxidan a O2 (g): Raúl A. Como el estudio cuantitativo de las reacciones anódicas y catódicas es muy complejo. aquella que tenga más alto potencial de reducción. d) Transcurrido ese tiempo. Br están en DISOLUCIÓN CONCENTRADA. que no ocurre por sí solo. además. 2. La que predominará será aquella que se realice con más facilidad. En disoluciones básicas. por ejemplo: 2 Cl-(ac) Cl2 (g) + 2e- 4. en concentraciones iguales de las sustancias que son capaces de reaccionar. El ánodo atrae a todos los ANIONES presentes en la disolución y. el producto de la electrólisis de la disolución diluida de NaCl (previamente invertida la semiecuación del ánodo en función de la oxidación) es: Raúl A. por ejemplo: Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) Eº = +0. además. K+. etc. 2. Si se utilizan ánodos de electrodos no inertes. Ag.82 V E0 = + 1. unas moléculas migran hacia el cátodo (-) para reducirse a H2 (g). el grafito o el platino. Luego entonces. sino que el metal que constituye el ánodo. En la zona anódica (oxidación) las posibles reacciones que pueden ocurrir son: 4 H+(ac) + O2 (g) + 4eCl2 (g) + 2e- 2 Cl-(ac) 2 H2 O(l) E = + 0. tiene polos (+) y (-). por ejemplo. se verifica la siguiente reacción: Cu(s) Cu2+(ac) + 2e- Reacciones catódicas: 1. En disoluciones ácidas. se reducen primero que este.00 V Cuando se toma una muestra de una sal. coexisten en el sistema el H2 O (por ser el disolvente polar) y los iones Na +(ac) y Cl-(ac).36 V Aquí ocurre la oxidación del H2 O por tener menor potencial de reducción que el Cl2 . por ejemplo. el H2 O reaccionará primero que los cationes de los metales activos como Na+. Cu.71V Na(s) Aquí ocurre la reducción del H2 O por tener mayor potencial de reducción que el Na+. Salgado Labrada 140 . que son fuertemente polares y pueden también reaccionar. no se oxidan los aniones. Ni. el H2 O se reduce según la siguiente ecuación: 2 H2 O +2 e- H2 (g)+2 OH-(ac) E = . El cátodo atrae a todos los CATIONES presentes en la disolución y. mientras migran hacia el ánodo y se oxidan a O2 (g). con electrodo de cobre.2.0. entonces. las posibles reacciones que pueden ocurrir son: 2 H2 O(l) + 2 e H2 (g) + 2 OH-(ac) Na+(ac) + e- E = . pero no que los cationes de los metales menos activos: 2 H+(ac) + 2e- H2 (g) Eº = 0. está rodeado por moléculas de H2 O del disolvente.41V 3. por ejemplo.41 V E0 = . Si en la disolución existen cationes de metales menos activos que el hidrógeno. Ca2+. es decir.34 V 4. lo hace y pasa a la disolución.0. En medio neutro. ¿Por qué el agua puede oxidarse en el ánodo y reducirse en el cátodo? Porque es una sustancia dipolar. etc.Manual de actividades experimentales de Química 4 OH-(ac) 2 H2 O + O2 (g) + 4e- 4. NaCl y se prepara con ella una disolución diluida. Si se utilizan electrodos inertes. En la zona catódica (reducción). el ion H+ se reduce primero que la molécula de agua. por ejemplo. 0.82 V) ΔE = .41 V . verificados por el burbujeo formado en ambos electrodos.23 V Definitivamente.41 V . c) Aplique corriente eléctrica.82 V ΔE = .1. b) Agregue unas gotas de fenolftaleína. Observará que en el ánodo se produce un burbujeo por la presencia de O2 que se desprende de la cuba electrolítica y en el cátodo también se ve otro burbujeo.1. se justifica plenamente con los análisis efectuados.Manual de actividades experimentales de Química Cátodo (reducción): 4 H2 O(l) + 4eÁnodo (oxidación): 2 H2 O(l) Ecuación total: 6 H2 O(l) 2 H2 (g) + 4 OH. ΔE = E cátodo – E ánodo ΔE = . se observará un enrojecimiento de su entorno. sino ΔE).(ac) O2 (g) + 4 H+ (ac) + 4e- E = .(+ 0. ΔE < 0.0.0.0.0. coloque una disolución diluida de NaCl. pero por la Raúl A. lo que demuestra su carácter básico por la presencia de los iones OH -.23 V.23 V La ocurrencia real de las anteriores reacciones confirman el desprendimiento de O 2 (g) en el ánodo y del H2 (g) en el cátodo. Si se añaden unas gotas de fenolfatelína en las proximidades del cátodo. al reaccionar los iones H+(ac) con los iones OH-(ac) se forma agua y nos queda: 2 H2 O(l) O2 (g) + 2 H2 (g) E = .82 V O2 (g) + 4 H+(ac) + 4 OH-(ac) + 2 H2 (g) E = . se corresponde con un proceso químico NO espontáneo. producto de la reducción del agua.1.41 V Eox = . Procedimiento para la actividad experimental: a) En una cuba electrolítica con electrodos inertes de grafito. Para corroborar eso es oportuno efectuar el cálculo de ΔE (aquí el cálculo no lleva la expresión de ΔE0 . Salgado Labrada 141 . el H2 O (por ser el disolvente polar) y los iones Na+(ac) y Cl-(ac). está saturada. por ejemplo.0.2. debía ser el agua quien se oxide (en el ánodo debe ocurrir la oxidación del par de menor potencial de reducción). el NaCl y se prepara con ella una disolución concentrada (saturada).l-.82 V < +1. en ella el pH = 7.93V).10 Cuando se toma una muestra de una sal. entonces.36 V 2 H2 O24 E = + 0.41 V >. el anión Cl-.  En el cátodo (-) pueden reducirse el Na+(ac) y el H2 O. Las posibles reacciones de reducción que pueden ocurrir en el cátodo son: Na+(ac) +1 e- Na(s) 2 H2 O + 2e- H2 (g) + 2 OH-(ac) Eº= .Manual de actividades experimentales de Química existencia del H2 que se forma y escapa al exterior. mientras que los potenciales de la tabla se han determinado a c(H +) = 1 mol. Salgado Labrada 142 . el producto de la electrólisis de la disolución concentrada de NaCl (previamente invertida la semiecuación del ánodo en función de la oxidación) es: 24 Las ecuaciones de oxidación y reducción del H2 O no aparecen en la tabla porque son para el agua pura. es el agua quien se reduce (en el cátodo ocurre la reducción del par de mayor potencial de reducción).82 V ¿Cuál es el que se oxida realmente? Al comparar los potenciales de reducción de ambos pares nos percatamos que el de menor valor es el del par O2 (g)/H2 O (+ 0. Electrólisis de una disolución concentrada de NaCl Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes del contenido de la actividad experimental 9. así como el enrojecimiento de esta región debido a la presencia de iones OH-. c(H+) = 10-7 mol. Entonces. se reduce con preferencia respecto al agua de cuerdo con las reglas prácticas para determinar las reacciones anódicas y catódicas en las disoluciones acuosas. Luego entonces. por eso no se utiliza E0 .0. entonces.11. (. Raúl A.l-.41 V ¿Cuál es el que se reduce realmente? Al comparar los potenciales de reducción de ambos pares nos percatamos que el de mayor valor es el del par H2 O /H2 (g).93 V E = . de manera tal que:  En el ánodo (+) pueden oxidarse el Cl-(ac) y el H2 O. Actividad experimental 9. las posibles reacciones de oxidación (escritas en el sentido de la reducción como aparecen en la TPEE) que pueden ocurrir en el ánodo son: Cl2 (s) + 2 e- 2 Cl-(ac) O2 (g) + 4 H+(ac) + 4 e- Eº = + 1. pero como la disolución es concentrada.36 V). coexisten en el sistema.2. Observará que en el ánodo se produce un burbujeo por la presencia de dicloro que se desprende de la cristalizadora y en el cátodo también se ve otro burbujeo.77 V. proceso no espontáneo. b) Agregue unas gotas de fenolftaleína. Procedimiento para la actividad experimental: a) En una cuba electrolítica con electrodos inertes de grafito. ΔE0 = E0 catódico . pero por la existencia del dihidrógeno que se forma y se escapa al exterior.E0 (Cl2 /Cl-) ΔE0 = .0. lo que indica la presencia de un medio ácido.10.36 V) ΔE0 = . Actividad experimental 9.1.12. coloque una disolución saturada de NaCl. 41 V – (+1. gotas de fenolftaleína.0. así como el enrojecimiento de esta región debido a la presencia de iones OH-.E0 anódico ΔE0 = E (H2 O/H2 ) . Electrólisis de una disolución concentrada de KI Apuntes sobre el contenido: leer apuntes del contenido de la actividad experimental 9. 41 V – 1. Salgado Labrada 143 . c) Aplique corriente eléctrica. Si se añade en las proximidades del cátodo. esta se enrojece.36 V) ΔE0 = . ΔE0 < 0. Raúl A.Manual de actividades experimentales de Química Los resultados finales de la electrólisis de la disolución saturada de NaCl confirman la presencia de los gases que se producen en ambos electrodos: Cl2 y H2 . Cálculo de ΔE0 (para este cálculo se trabaja con los potenciales de reducción). ΔE0 = E0 catódico .E0 anódico ΔE0 = E0 (H2 O/H2 ) . Cálculo de ΔE0 (para este cálculo se trabaja con los potenciales de reducción). las posibles reacciones de oxidación que pueden ocurrir en el ánodo son: I2 (s) + 2 e- 2 I-(ac) O2 (g) + 4 H+(ac) + 4 e- Eº = + 0.  En el cátodo(-) pueden reducirse el K +(ac) y el H2 O Entonces. Además.54 V) Raúl A. gotas de fenolftaleína. es él quien se reduce (en el cátodo ocurre la reducción del par de mayor potencial de reducción).0. lo que indica la presencia de un medio ácido.93V). por ejemplo. se oxidan con preferencia respecto al agua. Si se añade en las proximidades del cátodo.2. el producto de la electrólisis de la disolución concentrada de KI (previamente invertida la semiecuación del ánodo en función de la oxidación) es: En las proximidades del ánodo se observará el color pardo-amarillento que justifica la presencia del I2 . Salgado Labrada 144 . entonces.41 V ¿Cuál es la que se reduce realmente? Al comparar los potenciales de reducción de ambos pares nos percatamos que el de mayor valor es el del par K+/K(s) (.82 V). el KI y se prepara con ella una disolución acuosa concentrada (saturada).41 V >.Manual de actividades experimentales de Química Cuando se toma una muestra de una sal. esta se enrojece. Además se observa el burbujeo de H2 allí producido. de manera tal que:  En el ánodo (+) pueden oxidarse el I-(ac) y el H2 O.54 V < +0.82 V ¿Cuál es el que se oxida realmente? Al comparar los potenciales de reducción de ambos pares nos percatamos que el de menor valor es el del par I2 (s)/I-(ac) (+ 0. Luego entonces.0.54 V 2 H2 O E = + 0. en las disoluciones concentradas. coexisten en el sistema el agua (por ser el disolvente) y los iones K+(ac) y I-(ac).0. el cual puede detectarse con una disolución de almidón ya que esta se torna de color azul intenso frente al I2 .2.E0 (I2 /I-) ΔE0 = . 41 V – (+0. es él quien se oxida (en el ánodo ocurre la oxidación del par de menor potencial de reducción). Las posibles reacciones de reducción que pueden ocurrir en el cátodo son: K+(ac) +1 eH2 O + 2e- K(s) H2 (g) + 2 OH-(ac) Eº= . entonces.93 V E = . los aniones haluros. N y Cl en compuestos orgánicos Apuntes sobre el contenido: Los compuestos orgánicos25 son sustancias químicas que contienen C. d) Añada unas gotas de disolución de almidón e inmediatamente se colorea azul intenso. S. Observará que en el ánodo la disolución se va tornando de color pardo-amarillento por la presencia de diyodo que se forma y disuelve. por la creencia de que solo podrían ser sintetizados por organismos vivos. La teoría de que los compuestos orgánicos eran Raúl A. confirmando la presencia del diyodo. b) Agregue unas gotas de fenolftaleína.Manual de actividades experimentales de Química ΔE0 = . halógenos y otros elementos menos frecuentes en su estado natural. coloque una disolución concentrada de KI. formando enlaces C-C y C-H. 25 La etimología de la palabra «orgánico» significa que procede de organismos vivos. N. Determinación del C. proceso no espontáneo. Se les dio el nombre de orgánicos en el siglo XIX. Salgado Labrada 145 . X) QUÍMICA ORGÁNICA Actividad experimental 10. Procedimiento para la actividad experimental: a) En una cba electrolítica con electrodos inertes de grafito.54 V) ΔE0 = .95 V. Además. pueden tener en su composición O. En el cátodo se observa un burbujeo debido al H2 que se forma. c) Aplique corriente eléctrica.0. 41 V – 0. en oposición a «inorgánico».1. se enrojece la región debido a la presencia de iones OH-. H.0. que sería el calificativo asignado a todo lo que carece de vida. ΔE0 < 0. Ecuación de la reacción: fundamentalmente diferentes de los "inorgánicos". La presencia de Cl se puede detectar mediante el calentamiento de un compuesto clorado orgánico. 2 g de óxido de cobre (II). CuO y caliéntelo para eliminar la humedad. pues el reactivo debe estar bien seco.1. En el vaso de precipitado se observa la formación de un precipitado de color blanco. por ejemplo. fácil de distinguir por el olor y por su carácter básico. el CuO debe ser empapado en este. compuesto nitrogenado. d) Cierre bien la boca del tubo de ensayo con un tapón monohoradado insertado a un vidrio fusible acodado. e) Conecte el tubo de ensayo a un vaso de precipitado que contenga agua de cal (Ca(OH) 2 ).1. Raúl A. un compuesto "orgánico" por definición ya que se encuentra en la orina de organismos vivos. f) Caliente suavemente y observará que en el tubo de ensayo se forma cobre metálico (rojizo). b) Agregue al tubo de ensayo 1 ml de la muestra a investigar (puede ser cualquier alcano). el cloroformo CHCl3 o el CCl4 . Determinación del C y el H a) Deposite en un tubo de ensayo grande. Si es octano. ya que se forma sal de cobre que tiene la característica de tornarse de color verde en contacto con la llama. el CaCO3 . c) Deposite una pequeña cantidad de CuSO4 anhidro (que tiene color blanco) cerca del tapón que cierra el tubo de ensayo (si no hubiese CuSO4 anhidro. con cobre.Manual de actividades experimentales de Química La presencia de C e H en sustancias orgánicas sólidas o líquidas se puede determinar por medio de la oxidación con CuO y comprobando la presencia de agua (para el H) y de CO2 (para el C). el CuSO4 anhídro se hidrata y toma el color azul por la presencia de goticas de agua que se condensan en la parte superior del tubo de ensayo. síntesis realizada a partir de cianato de potasio y sulfato de amonio por Friedrich Wohler. fue refutada con la síntesis de la urea. este se prepara calentando al hidratado hasta que alcance el color blanco). Salgado Labrada 146 . La presencia del N puede determinarse al calentar un compuesto nitrogenado orgánico en presencia de cal sodada (CaO + Ca(OH)2 ) ya que se produce en esta reacción el NH3 . Procedimiento para la actividad experimental: 9. b) Caliente suavemente el tubo de ensayo. Se tornará de color azul. se hidrata a CuSO4 . acercando una tira de papel tornasol rojo previamente humedecido. lo que indica que lo que se está quemando es una sal volátil de cobre (II). Ecuación de la reacción: 3 CuO(s) + 2 CHCl3 (l) + O2 (g) = 3 CuCl2 (s) + 2 CO2 (g) + H2 O 9. el CuSO4 anhidro. de color azul. Determinación del Cl a) Haga una espiral con un alambre de Cu de tal forma que pueda sostenerse por su extremo superior.Manual de actividades experimentales de Química a) En el tubo de ensayo: 25 CuO(s) + C 8 H18 = 25 Cu(s) + 8 CO2 (g) + 9 H2 O Además.2. 5H2 O. que es de color blanco.1. CH3 Cl y póngalo nuevamente en la llama. b) En el vaso de precipitado: Ca(OH)2 (ac) + CO2 (g) = CaCO3 (s) + H2 O 9. luego confusión en la determinación de los colores.1. c) Compruebe la presencia de NH3 . Calcínelo en la llama hasta que se coloree fuertemente. Determinación del N a) Prepare una mezcla con iguales cantidades de clara de huevo desecado (o albúmina) y cal sodada (NaOH + CaO) y depósitelo en un tubo de ensayo. b) Moje el espiral en el compuesto a cloroformo. Salgado Labrada 147 . Rápidamente se desprenderá amoníaco (NH3 ). gas que tiene olor característico y que revela la presencia del N en la albúmina (la cal sodada no lo tiene en su composición).3. Raúl A. Observará que se torna verde-amarillenta. para evitar así. generando luz y calor. reacción química en la cual. normalmente combustibles. en una mezcla de oxígeno (o aire) y otros gases. y si no tiene clara de huevo desecada. Esto se debe esencialmente a la capacidad de los átomos de carbono de unirse entre sí para formar largas cadenas carbonadas. solo el carbono origina cantidad tan grande de compuestos químicos con propiedades muy diferentes a los compuestos inorgánicos. la llama. lo que explica que sus reacciones químicas sean. el agua. que casi todos sean poco solubles en líquidos polares. La llama tiene una estructura bien definida representada por tres zonas que se distinguen fácilmente 1. se desprende una gran cantidad de luz y calor (el fuego). El carbono incandescente Raúl A. y que posean temperaturas de fusión y ebullición relativamente bajas.2. además con otros elementos.Manual de actividades experimentales de Química Nota: si no tiene cal sodada. una proteína de alta M(X). en especial. es una zona de combustión incompleta que envuelve la parte más interna de la llama. el calor del fósforo funde la cera. Una de las características fundamentales de los compuestos orgánicos es la de ser combustibles y liberar energía mediante la combustión. como lo son los hidrocarburos. que sube por la mecha y se volatiliza por medio del calor. Se puede representar así: Albúmina + (NaOH + CaO) = NH3 (g)+ CaCO3 (s) + H2 O Actividad experimental 10. Propiedades generales de los compuestos orgánicos Apuntes sobre el contenido: De todos los elementos químicos y sin considerar al hidrógeno. consiste. 2. En los compuestos orgánicos predomina el enlace covalente. Zona interior: es un cono no luminoso. se puede preparar evaporando una clara de huevo al sol durante varias horas. que se calientan hasta la incandescencia y luego se consumen. esta puede prepararse mezclando CaO con una disolución de (NaOH) hasta formar una masa ligeramente pastosa y luego secar por calentamiento hasta evaporación. por lo que su temperatura es relativamente baja. La llama es una masa incandescente formada por gases en el proceso de combustión. generalmente. generalmente. En este cono la temperatura de la llama (de 590 a 680 °C) es suficientemente alta como para disociar los gases y producir partículas libres de carbono. Una llama típica es la de una vela ardiendo. generalmente lentas. Cuando se enciende esta. Salgado Labrada 148 . Zona de reducción: es un cono con cierta luminiscencia amarillenta. Ecuación de la reacción: es muy difícil de representar dada la complejidad de la molécula de albúmina. está compuesta por una mezcla de gases y de aire que aún no han entrado en combustión. es decir. después se descompone y finalmente reacciona con el dioxígeno del aire que la rodea. la sustancia orgánica reacciona de manera incompleta con este. Zona de oxidación: es el cono más externo y envuelve a las dos anteriores. Combustión completa: es aquella que como producto de la reacción. Gracias a este tipo de combustión nos podemos alumbrar en las noches con tan solo quemar queroseno u otro combustible apropiado para ello.5.1. formando además de CO2 y H2 O. Combustión incompleta: es aquella que ocurre cuando. formándose CO 2 y H2 O. Por la abundancia de O2 se produce la combustión completa y la temperatura es más alta (más de 1000ºC). En toda combustión existe una sustancia que arde: el combustible y otra que produce la combustión: el comburente.5 respecto a aquella. El punto más caliente de esta zona se encuentra en su interior y no en sus bordes como se suele pensar. En esta zona se reducen los óxidos metálicos. C y H2 . es el O2 . La combustión incompleta es aquella común y corriente que conocemos. que pudiera representarse así: 2 C2 H5 OH(l) + 3 O2 (g) = 2 C(s) + CO(g) + CO2 (g) + 3 H2 O(g) +3 H2 ΔH < O Obsérvese que la proporción de O2 para la combustión completa del etanol es de 3 moléculas de este por molécula del alcohol. Procedimiento para la actividad experimental: 10. Salgado Labrada 149 .Manual de actividades experimentales de Química produce la luz amarilla característica de esta parte de la llama. que por excelencia. un defecto de 1. se produce CO2 y H2 O. la combustión incompleta del etanol. la combustión completa del etanol: C2 H5 OH(l) + 3 O2 (g) = 2 CO2 (g) +3 H2 O(g) ΔH < O 2. Solubilidad en agua y gasolina Raúl A. Esta zona prácticamente carece de color y a veces se torna azul muy pálido por la presencia de trazas del combustible quemado. por ejemplo. mientras que en la combustión incompleta es de 1. Ocurre en presencia de las cantidades exactas de O2 (g). por falta de más O2 . es esa que echa humo y tizna. Ellas participan en dos tipos de combustión: 1. Los tipos más frecuentes de combustible son las sustancias orgánicas que contienen C e H en su composición (los hidrocarburos). es decir. por ejemplo.2. 3. es la llama típica de los candiles. CO. parafina (3). Deposite en diferentes hendiduras de una placa con excavaciones. principalmente el benceno y el queroseno. parafina (3) y etanol (4). queroseno (2). . pequeñas muestras de benceno (1). queroseno (tubo 2). 10.3. Salgado Labrada 150 Combustibilidad Sí Sí Sí Sí Fusibilidad Líquido a TPEA. Combustibilidad 4. 10. Elabore con la ayuda de los alumnos el siguiente cuadro resumen: Sustancia Solubilidad en Solubilidad en agua gasolina benceno No Sí queroseno No Sí parafina No Sí etanol Si Sí Raúl A. Compruebe la solubilidad de estas sustancias en gasolina. muestras de benceno (tubo 1).1. Observará que se disuelven en la gasolina el benceno. Líquido a TPEA. Determine el color y el olor de cada muestra dada. 2. Observará que todos son combustibles. el queroseno y la parafina. queroseno (tubo 2). Deposite en cinco tubos de ensayo pequeñas muestras de benceno (tubo 1). Observará que no se disuelven y flotan en el agua. funde fácilmente al darle calor.2. Deposite en cinco tubos de ensayo pequeñas. 6. el queroseno y la parafina a TPEA son líquidos (ya están fundidos) y la parafina.2. el benceno. parafina (tubo 3) y etanol (tubo 4). Compruebe la solubilidad de estas sustancias en agua.Manual de actividades experimentales de Química 1. y etanol (4). mientras que el etanol no lo hace y queda en el fondo del recipiente. parafina (tubo 3) y etanol (tubo 4). Observará que el benceno. Compruebe la combustibilidad de estas sustancias. Fusibilidad 3. Funde fácilmente. Líquido a TPEA. queroseno (2). Deposite en diferentes hendiduras de una placa con excavaciones. el queroseno y la parafina. Compruebe la fusibilidad de estas sustancias. mientras que el etanol sí lo hace. pequeñas muestras de benceno (1). al quemarse producen una combustión incompleta cargada de un humo negro (llama fuliginosa). 5. es decir. en el estómago de las reses. A TPEA. Propiedades generales de los alcanos Apuntes sobre el contenido: Los alcanos son hidrocarburos saturados. entre moléculas adyacentes. no debería sorprender que las temperaturas de ebullición tengan una relación casi lineal con ella. bacterias que se encuentra. producido principalmente por organismos como Archaea. consisten principalmente en mezclas de estos hidrocarburos que varían de los líquidos más ligeros a los sólidos más densos. entonces. Por otra parte. es decir. y para cicloalcanos es C n H2n .3. Procedimiento para la actividad experimental: 9. ella se incrementa entre 20 y 30 °C por cada átomo de carbono agregado a la cadena.3. Un alcano de cadena lineal tendrá una mayor temperatura de ebullición que uno de cadena ramificada.Manual de actividades experimentales de Química Actividad experimental 10. La solubilidad de los alcanos en disolventes no polares es relativamente buena. conduce a un incremento en el orden molecular. por ejemplo. Los alcanos son insolubles en disolventes polares como el agua. La densidad de los alcanos suele aumentar conforme aumenta el número de átomos de carbono. los alcanos forman la capa superior en una mezcla de alcano-agua. debido a las conformaciones fijas de las moléculas. los diferentes alcanos son miscibles entre sí en todas las proporciones. que repelen el agua. Salgado Labrada 151 . que proporcionan planos para el contacto intermolecular. La temperatura de fusión de los alcanos sigue una tendencia similar a la temperatura de ebullición por la misma razón que se explicó anteriormente. Las de fusión de los alcanos de cadenas ramificadas pueden ser mayores o menores que las de los alcanos de cadenas lineales. En consecuencia. puesto que la coexistencia de un alcano apolar y agua polar. a la reducción de entropía. La fórmula general para alcanos alifáticos (de cadena lineal) es C n H2n+2 . Como la temperatura de ebullición de los alcanos está determinada principalmente por M(X). Determinación de la solubilidad Raúl A. hay mayores fuerzas de Van der Waals. También reciben el nombre de parafinas. pero permanece inferior a la del agua. la reducción en la entropía se minimizaría al mermar el contacto entre el alcano y el agua: se dice que los alcanos son hidrofóbicos. y los posteriores a C 18 H38 son sólidos. también se encuentran en productos del petróleo como la gasolina. los cicloalcanos tienden a tener mayores temperaturas de ebullición que sus contrapartes lineales. esta regla se aplica a otras series homólogas. están formados por átomos de C e H.1. que suelen tener mayores temperaturas de fusión que sus análogos lineales. desde el C 5 H12 hasta C17 H36 son líquidos. Como norma general. debido a la mayor área de la superficie en contacto. En la atmósfera hay trazas de gas metano (10-4 %). Como no hay enlaces significativos entre las moléculas de agua y las del alcano. en los aceites combustibles y lubricantes y la parafina. los alcanos desde el CH4 hasta el C4 H10 son gases. dependiendo nuevamente de la capacidad del alcano en cuestión para encajonarse bien en la fase sólida: esto es particularmente verdadero para los isoalcanos (isómeros 2-metil). Los alcanos se encuentran en la naturaleza formando parte del petróleo y del gas natural (la fuente industrial más importante para obtenerlos) que contienen una gran variedad de alcanos. 3. Se observará que la disolución de Baeyer no se decolora. se puede decolorar el reac tivo de Baeyer. Raúl A. 26 En algunas ocasiones. Determinación de la combustibilidad a) Coloque un poquito de gasolina en una cápsula o placa con hendiduras. 9. 9. b) A uno de los tubos se le agrega agua y al otro gasolina. Salgado Labrada 152 .2. Acción del reactivo de Baeyer a) Coloque 4 ml de gasolina26 en un tubo de ensayo y añada 2 ml del reactivo de Beayer (disolución básica de KMnO4 ). si la gasolina contiene hidrocarburos no saturados. Se observará que la gasolina no se disuelve en agua y sí lo hace el queroseno.3. b) Acerque fuego a la gasolina. b) Agite.3.Manual de actividades experimentales de Química a) Deposite un poquito de queroseno en dos tubos de ensayo (A y B). Se observará que se inflama rápidamente con llama luminosa y abundante humo negro. Es una sustancia no polar que se presenta en forma de gas incoloro e inodoro a TPEA y apenas soluble en agua. sin embargo. cada kg de CH4 calienta la Tierra 23 veces más que la misma masa de CO2 . El metano tiene TE = 161. moviendo la llama a lo largo del tubo y después enérgicamente. Existe en la naturaleza como resultado final de la putrefacción anaeróbia de las plantas. Muchos microorganismos anaeróbicos lo generan utilizando el CO2 como aceptor final de electrones. En las minas de carbón se le llama gas grisú.Manual de actividades experimentales de Química Actividad experimental 10. Como medida de seguridad se añade un odorífero. Obtención y propiedades del CH4 El metano. utilizando los útiles y aditivos necesarios. es muy peligroso.5ºC y TF= -183ºC. Constituye hasta el 97% del gas natural. ya que es fácilmente inflamable y explosivo. f) Apague el quemador (para evitar reabsorción y desprendimiento innecesario del gas. g) Acerque la llama de un fósforo encendido a la boca de uno de los tubos con metano. El metano es un gas de efecto invernadero relativamente fuerte que contribuye al calentamiento global del planeta. ya que tiene un potencial de calentamiento global igual a 23. habitualmente metanotiol (CH3 -SH) que tiene olor a cebolla o a col podrida. d) Caliente suavemente al principio. Salgado Labrada 153 . Observará que arde con llama algo luminosa. CH4 es el alcano más sencillo que existe En el metano cada uno de los átomos de H está unido al C por medio de un enlace covalente. este efecto se ve opacado debido a que hay 220 veces menos CH4 que CO2 en la Tierra. e) Recoja el gas que se desprende por desplazamiento de agua. El metano a es un gas incoloro e inodoro. Procedimiento para la actividad experimental: a) Mezcle en un mortero 5 g de acetato de sodio anhidro (CH3 COONa) y 15 g de cal sodada (NaOH + CaO). c) Monte un aparato como muestra la figura.4. Como gas es solo inflamable en un estrecho intervalo de concentración en el aire (5-15%). b) Coloque la mezcla en un tubo de ensayos grande. Esto significa que en 100 años. Este proceso natural se puede aprovechar para producir biogás. que es explosivo). Llene tantos tubos como necesite. El metano líquido no es combustible. Raúl A. asumiendo especial cuidado para que el tapón ajuste perfectamente. lavada previamente para evitar que al calentar se forme mucha espuma. Observará que el reactivo no se decolora. También puede obtenerse en laboratorios mediante la oxidación de alcoholes. 15 ml de H2 SO4 concentrado.5. b) Monte un aparato como el que anteriormente se representa. muy lentamente y agitando. Es importante señalar que el CH2 =CH2 es la fitohormona (hormona vegetal) responsable de. no permitiendo que la temperatura del líquido suba por encima de 170ºC. Obtención del CH2 =CH2 Apuntes sobre el contenido: El eteno o etileno (CH2 =CH2 ) es un hidrocarburono no saturado formado por dos átomos de carbono unidos mediante un doble enlace. produciendo así compuestos más simples) con vapor de hidrocarburos de refinería (principalmente etano. Raúl A. la maduración de los frutos. nafta y gasóleo). La mayor parte del etileno producido industrialmente se obtiene por craqueo (proceso químico por el cual se rompen determinadas moléculas de un compuesto orgánico. c) Caliente suavemente.Manual de actividades experimentales de Química h) Añada a otro de los tubos 2 ml del reactivo de Bayer (disolución de KMnO 4 en medio básico) y agite. Salgado Labrada 154 . Ecuación de la reacción: la ecuación puede representarse así: CaO CH3 CO2 Na(s) + NaOH(ac) = Na2 CO3 (ac) + CH4 (g) Actividad experimental 10. porque cuando una fruta madura desprende eteno y acelera la maduración de las demás frutas que la rodean. La famosa frase de que "una papa podrida echa a perder el saco" tiene su fundamento científico precisamente en el CH2 =CH2 . También se obtiene el etileno a partir del reformado catalítico de naftas o a partir del gas natural. Se halla de forma natural en las plantas. Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en un matraz 10 ml de etanol (CH3 -CH2 -OH) al 95% y añada con cuidado. ¼ cucharadilla de arena fina. propano. entre otros procesos. además del envejecimiento de las hojas y las flores. y de la caída de los frutos. Es uno de los productos químicos más importantes de la industria petroquímica. teniendo especial cuidado que todas las conexiones estén perfectamente ajustadas de modo que no pueda haber escape de gas. Agregue además. 6. Ecuación de la reacción: 170ºC CH3 -CH2 -OH(l) + H2 SO4 (conc) = CH2 =CH2 (g) + H2 O Actividad experimental 10. por ejemplo. las reacciones químicas que se producen son complejas. Salgado Labrada 155 . La reacción se suele representar así: 3 CH2 =CH2 (g) +2 KMnO4 (dil) + 4 H2 O = 3 CH2 OH-CH2 OH(l) +2 K OH(ac) + 2 MnO2 (s) púpura pardo La prueba del bromo consiste en comprobar la presencia de alqueno (o fenoles) con una simple prueba con agua de bromo en CCl4 . CH2 =CH2 (g) +3 O2 (g) = 2 CO2 (g) + 2 H2 O(g) El KMnO4 en disolución diluida en medio básico oxida al eteno con rompimiento del doble enlace y formando las sales orgánicas correspondientes (la reacción es compleja y pueden formarse distintos productos). El eteno arde en el aire con una llama luminosa. Propiedades del CH2 =CH2 Apuntes sobre el contenido: La principal característica del eteno (y de los alquenos) es su capacidad para experimentar reacciones de adición. se produce una adición electrofílica. Recuerde desconectar el aparato de obtención del eteno después de ejecutar estas demostraciones. entre otras. Primero se retira el tubo de desprendimiento del agua y después se apaga el mechero. esta simple reacción constituye un ensayo útil para diferenciar alcanos de alquenos y alquinos. Dado que el enlace π de la molécula de los alquenos puede actuar como un donante de e -. que lo creó. y las partículas incandescentes en la llama producen una mayor luminosidad. Cuando el ion permanganato se reduce desaparece el color púrpura y asoma un precipitado pardo de MnO2 . La reacción se caracteriza por el cambio de coloración (pasa de color rojizo del bromo a incoloro) lo que ratifica la presencia del alqueno. La no saturación de la molécula. Como se dijo anteriormente. Como los cambios de coloración que ocurren en esta reacción son muy evidentes y los alcanos no reaccionan con disoluciones diluidas de KMnO4 . rompiendo el doble enlace C=C. formando un dihaloalcano. forman compuestos de adición con reactivos electrofílicos.Manual de actividades experimentales de Química d) Recoja el eteno en un tubo de ensayo por desplazamiento de agua. aunque una disolución diluida de KMnO4 convierte al eteno en etilenglicol. El eteno participa en varios tipos de reacciones de oxidación. las reacciones frente al reactivo de Baeyer o del agua de bromo. CH2 =CH2 (g) + Br2 (ac)/CCl4 = CH2 Br-CH2 Br(l) rojo incoloro Raúl A. Con el alqueno.7%) respecto al alcano de igual número de carbonos (80.0% en el etano). El método cualitativo se conoce como reacción de Baeyer para la no saturación en homenaje al químico alemán Adolf von Baeyerque. Llene tantos tubos como necesite. la formación de este representa solo una primera etapa en la oxidación del CH2 =CH2 . tales como la combustión. determina un mayor porcentaje de carbono (85. Luego se producen una serie de sustancias que puede terminar en el ácido oxálico o en CO2 . Manual de actividades experimentales de Química Procedimiento para la actividad experimental: a) Ejecute la reacción de Baeyer para reconocer la instauración del eteno. c) Destape un tubo de ensayo con gas eteno y acerque una astilla encendida. Se observará una llama luminosa. Se observará que la disolución cambia de color rojo a incoloro. más apto para el laboratorio.7. en la industria petroquímica se obtiene por quenching (el enfriamiento rápido) de una llama de gas natural o de fracciones volátiles del petróleo con aceites de elevado punto de ebullición en ausencia de aire. Se forma hidróxido de calcio y acetileno. Se observará que la disolución cambia de color púrpura (violáceo oscuro) a un precipitado prado (color café). un proceso alternativo de síntesis. CaC2 (s) + 2 H2 O = Ca(OH)2 (ac) + C2 H2 (g) Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. un poco más ligero que el aire e incoloro. Salgado Labrada 156 . Actividad experimental 10. El gas formado en esta reacción a menudo tiene un olor característico a ajo debido a trazas de fosfatina (PH3 ) presente como impureza. altamente inflamable. Produce una llama de hasta 3000 ºC. es la reacción de agua con CaC 2 . El gas es utilizado directamente en la planta como producto de partida en síntesis. Obtención del CH≡CH Apuntes sobre el contenido: El acetileno o etino (CH≡CH) es el alquino más sencillo. El acetileno. aunque en su forma más frecuente tiene un olor desagradable debido a impurezas presentes en él. Es un gas. haciendo burbujear este en un tubo de ensayo que contienen agua de bromo en CCl4 . haciendo burbujear este en un tubo de ensayo que contienen una disolución de KMnO4 diluido en medio básico (reactivo de Baeyer). b) Ejecute la prueba del agua de bromo para reconocer la instauración del eteno. una de las temperaturas de combustión más alta entre las conocidas. las reacciones frente al reactivo de Baeyer o del agua de bromo y el cloruro de cobre (I) amoniacal. entre otras. poco a poco. tales como la combustión. Recuerde que el acetileno puede formar mezclas explosivas con el aire si su contenido en en él está comprendido entre 2 y 82 %. Actividad experimental 10. El acetileno es un gas explosivo si su contenido en aire está comprendido entre 2 y 82 %. agua sobre las piedras de CaC 2 . d) Recoja el acetileno en la cristalizadora por desplazamiento del agua en los tubos de ensayo. un disolvente líquido que lo estabiliza. determina un mayor porcentaje de carbono (92.3%) respecto al eteno (85.8.0%) y las partículas incandescentes en la llama producen una mayor luminosidad que sus compuestos de igual número de átomos de carbono. El acetileno arde en el aire con una llama muy luminosa. c) Deje gotear. La doble insaturación de la molécula.Manual de actividades experimentales de Química a) Monte un aparato como el representado anteriormente. por lo que para almacenar se disuelve en acetona. b) Coloque en el erlenmeyer varias piedras de CaC 2 .7%) y al etano (80. por lo que debe manipularse con cuidado y no encender llama alguna cerca del aparato de obtención. Se observará inmediatamente el desprendimiento de un gas. La combustión completa se verifica mediante la siguiente ecuación química: 2 C2 H2 (g)+ 5 O2 (g) = 4 CO2 (g) + 2 H2 O(g) Raúl A. utilizando los útiles y aditivos necsarios. Propiedades del CH≡CH Apuntes sobre el contenido: El acetileno participa en varios tipos de reacciones de oxidación. Salgado Labrada 157 . sin disolver en otra sustancia.. los cuales se tapan bien y se guardan para experimentos posteriores. También explota si se comprime solo. se puede representar así: (OH-) CH≡CH(g) +2 KMnO4 (dil) = 2 KHCO2 (ac) + 2 MnO2 (s) púpura pardo También reacciona de forma parecida con el agua de bromo en tetracloruro de carbono. Una vez seco. Este proceso se utiliza para identificar el acetileno. se form a un precipitado. Es una reacción compleja. Observará que en el primero y el segundo. el acetiluro de cobre (I). se produce una adición electrofílica. se forman varios productos. Salgado Labrada 158 . Hay que tener mucho cuidado al manipularlo. mientras que en el tercero. agua de bromo y cloruro de cobre (I) en amoníaco. La reacción se caracteriza por el cambio de coloración (pasa de color rojizo del bromo a incoloro) lo que es también común para el alqueno. b) Haga burbujeara acetileno en cada uno de los tres tubos de ensayo. Con el alqueno. CH≡CH(g) + 2 Br2 (ac)/CCl4 = CHBr2 -CHBr2 (l) rojo incoloro Al hacer burbujear acetileno a través de una disolución de amoníaco y cloruro de cobre (I). un cambio de coloración. Raúl A. CH≡CH(g) + 2 Cu+(ac) = CuC≡CCu(s) + 2 H+(ac) Procedimiento para la actividad experimental: a) Se coloca en tres tubos de ensayo diferentes 5 ml de las siguientes disoluciones: permanganato de potasio en medio ácido (reactivo de Baeyer). cambia su color púrpura intenso y se forma un precipitado carmelitoso de MnO2. igual que el eteno. al reducirse este.Manual de actividades experimentales de Química Mientras que la combustión incompleta puede manifestarse en las siguientes formas: 2 C2 H2 (g)+ 3 O2 (g) = 4 CO(g) + 2 H2 O(g) 2 C2 H2 (g)+ O2 (g) = 4 C(s) + 2 H2 O(g) El acetileno. la formación de un precipitado. formando un tetrahaloalcano. rompiendo el triple enlace C≡C. el acetiluro de cobre (I) se vuelve explosivo espontáneamente. reacciona con el reactivo de Baeyer. Los 6 electrones de esta nube se mueven por encima y por debajo del plano de la molécula. (originariamente a él y sus derivados se le denominaban compuestos aromáticos debido al olor característico que poseen).1 °C. sobre la llama del mechero. Salgado Labrada 159 . es miscible en cualquier proporción con disolventes orgánicos.88 g/ml a 20 °C. El benceno es un líquido incoloro. Mezclado con grandes proporciones de gasolina constituye un combustible aceptable. y la cuarta valencia con un átomo de hidrógeno. El benceno es un disolvente eficaz para ciertas sustancias como el octazufre. lo que demuestra el carácter explosivo de esta sustancia. Actividad experimental 10. En el benceno cada átomo de C ocupa el vértice de un hexágono regular. grasas y resinas. Obtención y propiedades del benceno Apuntes sobre el contenido: El benceno es un hidrocarburo aromático de fórmula C 6 H6 . obteniéndose lo que se denomina "la nube π (pi)" que contiene en diversos orbitales los seis electrones. la cual se pasa. de ebullición de 80. sus vapores son explosivos. El benceno tiene una temperatura de fusión de 5. Según las teorías modernas sobre los enlaces químicos. arde con una llama humeante debido a su alto contenido de carbono. colóquelo en una cápsula. como el nitrobenceno. También es empleado en la producción de medicinas y de otros derivados importantes como la anilina y el fenol. aparentemente tres de las cuatro valencias de los átomos de carbono se utilizan para unir átomos de carbono contiguos entre sí. el acetiluro de cobre (I). Es uno de los disolventes más empleados en los laboratorios de química orgánica. sabor a quemado y de olor característico. Son conocidos sus efectos cancerígenos. el tetrafósforo y el diyodo. y para los productos orgánicos más simples. también para gomas. El benceno y sus derivados se encuentran incluidos en el grupo químico conocido como compuestos aromáticos. y puede resultar venenoso si se inhala en grandes cantidades (debe manejarse con sumo cuidado debido a su carácter cancerígeno). y el líquido es violentamente inflamable.5 °C. Después de seco el compuesto se producirá espontáneamente pequeñas detonaciones. El benceno es muy inflamable. y una densidad relativa de 0. A partir del benceno se obtienen numerosos compuestos.Manual de actividades experimentales de Química c) Filtre el contenido del tercer tubo de ensayo.9. lentamente y con cuidado. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. Aunque insoluble en agua. tres de los cuatro electrones de la capa de valencia del átomo de carbono se utilizan directamente para formar los enlaces covalentes típicos (2C-C y C-H) y el cuarto se comparte con los de los otros cinco átomos de C. ceras. con sabor ardiente y un olor agradable Raúl A. El alcohol de vino. Una exposición aguda puede causar ceguera o pérdida de la visión. así como en la síntesis de compuestos orgánicos como el metanal (formaldehído). El metanol. alcohol etílico o etanol (C 2 H5 OH). semejantes a las sales inorgánicas.10. una de las más importantes es la reacción con los ácidos. En un principio.7 °C. dos o tres grupos hidróxido (-OH) enlazados a sus moléculas. es un líquido transparente e incoloro. El metanol. es soluble en agua en todas las proporciones.Manual de actividades experimentales de Química a) Revele el color y olor de una muestra de benceno contenida en un tubo de ensayo. Este alcohol antiguamente se obtenía por pirólisis de la madera en la fabricación del carbón vegetal. Tiene una temperatura de fusión de -97. a pesar de su toxicidad. Los dos alcoholes más importantes son el metanol y el etanol.8 °C y una temperatura de ebullición de 64. Su densidad relativa es de 0. como anticongelante. contienen un grupo -OH en sustitución del átomo de hidrógeno enlazado de forma covalente a un átomo de carbono. o kohl. Observará que el benceno no se disuelve en agua y flota en ella. en la que se forman sustancias llamadas ésteres. El metanol y el etanol son alcoholes monohidroxilados. por lo que se clasifican en monohidroxilados. ya que puede dañar seriamente el nervio óptico. c) Tome un tubo de ensayo y coloque 3 ml de agua. y la mayor cantidad de metanol se obtiene por esta síntesis. Actividad experimental 10. Los alcoholes también se pueden clasificar en primarios. con sabor ardiente y un olor agradable característico. acerque un fósforo y enciéndalo. es el producto sintético más antiguo empleado por el hombre. el término alcohol se empleaba para referirse a cualquier tipo de polvo fino. estableciendo así su acepción actual. es muy importante en la fabricación de medicinas. La dosis tóxica mínima de metanol para los humanos es de 100 mg por kilogramo de masa corporal. Salgado Labrada 160 . y se encuentran en los tejidos y fluidos de animales y plantas. secundarios y terciarios. mareo. dos o tres átomos de carbono enlazados con el átomo de carbono al que se encuentra unido el grupo hidróxido. es un líquido transparente e incoloro. Comparación de las propiedades físicas del metanol y el etanol Apuntes sobre el contenido: Los alcoholes son compuestos oxigenados de los hidrocarburos. Los alcoholes se caracterizan por la gran variedad de reacciones en las que intervienen. En concentraciones elevadas el metanol puede causar dolor de cabeza. b) En una cápsula o vidrio reloj coloque 1 o 2 ml de benceno. La palabra alcohol proviene del árabe al-kuhl. es el más simple de los alcoholes. El metanol se utiliza para desnaturalizar alcohol etílico. Desde 1923 se prepara sintéticamente a partir de H2 y el CO. dihidroxilados y trihidroxilados respectivamente. dependiendo de que tengan uno. náuseas. aunque más tarde los alquimistas de la Europa medieval lo utilizaron para las esencias obtenidas por destilación. disolvente para gomas y lacas. Es muy parecido al del etanol. Añada igual volumen de benceno. arderá con abundante humo negro (llama fuliginosa). hasta el punto de ser confundido fácilmente. vómitos y muerte (la dosis mortal de ingestión oscila entre 20g a 150g). Los alcoholes son subproductos normales de la digestión y de los procesos químicos en el interior de las células.7915 g/ml a 20 °C. alcohol metílico alcohol de madera (CH3 OH). un polvo fino de antimonio que se utilizaba para el maquillaje de ojos. Los alcoholes pueden tener uno. Una exposición crónica puede ser causa de daños al hígado o de cirrosis. ilusiones (como ver doble o que todo se mueve de forma espontánea). El de uso comercial contiene un 95% en volumen de etanol y un 5% de agua. es soluble en agua en todas las proporciones. pero el transcurso de la oxidación depende de la posición del grupo –OH en la molécula. desinhibición. Debido a su bajo punto de congelación. baja los reflejos. de que el alcohol sea primario. Finalmente. conduce al coma y puede provocar muerte.1 °C. ha sido empleado como fluido en termómetros para medir temperaturas inferiores al punto de congelación del mercurio. el olor y la solubilidad en agua y la combustibilidad del metanol y el etanol. Recuerde manipular con mucho cuidado el metanol. pérdida temporal de la visión. somnolencia.Manual de actividades experimentales de Química característico. Se han encontrado casos de bebés que murieron por intoxicación debida a la inhalación de vapores de etanol tras haberles aplicado paños impregnados de alcohol. mientras que los niños son especialmente vulnerables. impide la coordinación correcta de los miembros. reducen una disolución amoniacal de AgNO 3 (reactivo de Tollens) a plata sólida. una temperatura de ebullición de 78. y como anticongelante en radiadores de automóviles en paises fríos. Actividad experimental 10. El etanol tiene una temperatura de fusión de -114.11.5 °C y una densidad relativa de 0. es decir. Al mismo tiempo. Procedimiento para la actividad experimental: a) Determine mediante la observación o la experimentación el estado físico. Normalmente el etanol se concentra por destilación de disoluciones diluidas. mareos. secundario o terciario. volviéndose violentamente descontrolados y frenéticos. -40 °C. Es el alcohol que se encuentra en bebidas como la cerveza. debido a su alta toxicidad. sus hijos podían ser más propensos a tener el síndrome de alcohólico fetal. La ingesta en niños puede conducir a un retardo mental agravado o a un subdesarrollo físico y mental. en muchos individuos se ve afectada la zona que controla los impulsos. el color. etc. el vino y el ron. provocando estados de euforia.789g/ml a 20 °C. Oxidación del etanol con mezcla crómica Apuntes sobre el contenido: La mayor parte de los alcoholes se oxidan con facilidad. K2 Cr2 O7 a aldehído y luego a ácidos carboxílicos sin pérdida de átomos de carbono. Ciertos agentes deshidratantes extraen el agua residual y producen etanol absoluto. Los aldehídos separados del reactivo oxidante por destilación. Salgado Labrada 161 . También se han realizado estudios que demuestran que si las madres ingerían alcohol durante el embarazo. La resistencia al alcohol no parece aumentar en las personas adultas de mayor peso y de menor altura. El etanol puede afectar al sistema nervioso central. Raúl A. En ciertos casos se produce un incremento en la irritabilidad del sujeto intoxicado como también en la agresividad. Los alcoholes primarios se oxidan frente agentes oxidantes enérgicos como el dicromato de potasio. confusión. Con concentraciones más altas ralentiza los movimientos. son oxidados a cetonas con un átomo de carbono menos que el alcohol original y luego se oxidan a ácidos carboxílicos bajo las mismas condiciones. Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en un tubo de ensayo 2 ml de mezcla crómica (disolución de K 2 Cr2 O7 con H2 SO4 ) y añada con cuidado. secundarios y terciarios. Salgado Labrada 162 . por no tener un átomo de H unido al átomo de C que esté enlazado al grupo –OH. de color anaranjado. Estas reacciones de oxidación se pueden utilizar para la identificación cualitativa de los alcoholes primarios. Las cetonas se diferencias de los aldehídos en que no reducen a Tollens. esto se debe a que el aldehído formado es un líquido muy volátil (TE= 21ºC). Se observará que la disolución de la mezcla crómica. como sucede con los otros tipos de alcoholes.Manual de actividades experimentales de Química Los alcoholes secundarios son oxidados a cetonas sin pérdida de carbono aldehídico y luego a ácidos carboxílicos con ruptura de la cadena carbonada original del alcohol. Los alcoholes terciarios son resistentes a la oxidación en disoluciones neutras o ligeramente ácidas. toma una coloración verde intensa y se desprende un gas con un olor picante. poco a poco. Actividad experimental 10. Reacciones de oxidación de aldehídos Apuntes sobre el contenido: Raúl A. pero con oxidantes enérgicos. 4 ml de etanol. en medio fuertemente ácido.12. Al hacer reaccionar el reactivo de Tollens con una pequeña cantidad de aldehído. es decir.1. él intenta eliminarlo a través de la piel. Observará la formación de un precipitado rojizo de óxido de cobre (I) y un fuerte olor a “vinagre”. calentado suavemente. CH3 CHO + 2 Cu2+ + 4 OH .Manual de actividades experimentales de Química Los aldehídos27 y cetonas se diferencian notablemente en su comportamiento frente a los oxidantes. Este ensayo cualitativo se conoce como “espejo de plata”.10. como la disolución amoniacal de iones plata (reactivo de Tollens) y a la disolución alcalina de iones cobre (II) (reactivo de Fehling). también provoca varios efectos negativos sobre el organismo. se oxidan con facilidad aun frente a oxidantes débiles. En esta reacción el aldehído se oxida a ácido carboxílico y el ion Ag +(ac) se reduce a Ag(s) CH3 CHO(l) + 2 Ag+ + 2 OH . la metabolización hepática y la excreción del compuesto a través la orina.= CH3 COOH + 2 H2 O + Cu2 O(s) Un dato interesante respecto a la oxidación del etanal está en que la oxidación del alcohol etílico a etanal en el metabolismo del cuerpo humano se considera como principal factor para la aparición de la resaca tras la ingesta de bebidas alcohólicas. a) Coloque en un tubo de ensayo 2 ml de etanal y añada 1 ml del reactivo de Fehling. los aldehídos tienen una acción reductiva similar. b) Caliente suavemente hasta la ebullición. son resistentes a Tollens y Fehling. Reacción del etanal frente a Fehling. 27 Aldehído es el acrónimo de la expresión ALcohol DEsHIdrogenaDO Raúl A. por el contrario. lo cual provoca obesidad en personas que son consumidoras de cerveza en forma frecuente. se observará de inmediato la aparición de una capa de plata metálica depositadas en las paredes del recipiente. el etanal también se transforma en grasa en la parte abdominal del cuerpo.= CH3 COOH + H2 O + 2 Ag(s) También frente al reactivo de Fehling. Las cetonas. Procedimiento para la actividad experimental: 10. el aliento. entonces. reacciones cualitativas que se emplean para identificarlos. Los aldehídos son más reductores que las cetonas. Si la reacción se realiza calentando hasta la ebullición se observa la formación de un precipitado rojizo de cobre (I). Salgado Labrada 163 . únicamente bajo condiciones muy enérgicas son capaces de oxidarse con ruptura de la cadena carbonada para formar ácidos de menor número de átomos de carbono que la cetona original. tiene un olor suave y agradable. La propanona. y la de fusión en -95 °C. en donde el grupo carbonilo se encuentra unido al menos a un átomo de H. y su temperatura de ebullición está en 56 °C. que con frecuencia se deposita en las paredes del tubo de ensayo formando un espejo de plata. es por sí sola un importante disolvente que se utiliza tanto en el laboratorio como en la industria. soluble en agua y en disolventes orgánicos. Raúl A. a) Coloque en un tubo de ensayo bien limpio (muy importante). Las cetonas suelen ser menos reactivas que los aldehídos.Manual de actividades experimentales de Química 10. Salgado Labrada 164 . a diferencia de los aldehídos.por efecto inductivo. es lo que lo diferencia de los ácidos carboxílicos. Reacción del etanal frente a Tollens. es la cetona más sencilla de la serie homóloga. El tener dos átomos de C unidos al grupo carbonilo. dado que los grupos alquílicos actúan como dadores de e. El grupo funcional carbonilo es el de mayor relevancia en dicho compuesto orgánico. Es también el disolvente usado en pegamentos de goma y en líquidos de limpieza. El grupo carbonilo consiste en un átomo de carbono unido con un doble enlace covalente a un átomo de oxígeno. 3 ml de reactivo de Tollens y añada 1 ml de etanal. El doble enlace con el oxígeno.2. es lo que lo diferencia de los alcoholes y éteres. de fórmula CH3 COCH3 . La propanona o acetona.13. Propiedades de la propanona Apuntes sobre el contenido: Las cetonas son compuestos orgánicos caracterizados por tener un grupo funcional carbonilo unido a dos átomos de C. es un líquido incoloro e inflamable. Se emplea en grandes cantidades como disolvente del etanoato de celulosa en la producción del rayón y como agente gelatinizante en explosivos. b) Caliente suavemente sin agitar. La propanona también se utiliza como ingrediente en disolventes de barnices y para disolver gomas y resinas. Actividad experimental 10.10. de los aldehídos y de los ésteres. Observará la formación de plata metálica brillante. A. Fue preparada por primera vez en 1829 y nombrada así en honor al médico francés J. Lugol. diluidos con 85 ml de agua destilada. b) Añada lentamente y agitando unas gotas de hidróxido de potasio concentrada. el ensayo del yodoformo. es empleado para distinguir metilcetonas de otros tipos de aldehídos. Raúl A. hecho que sirve para diferenciarlos. se diferencian notablemente en su comportamiento frente a los oxidantes. pero la naturaleza general de su comportamiento químico es la misma. Observará la formación de cristales amarillos de yodoformo. diluidas en agua y etanol. CH3 COCH3 + 3 I2 = CI3 COCH3 + 3 HI b. a. CI3 COCH3 + NaOH = CH3 COONa + CHI3 yodoformo (amarillo) El yodoformo es una sustancia a amarilla. La oxidación de las cetonas significa ruptura de enlace carbono-carbono y solo sucede en condiciones muy enérgicas.Manual de actividades experimentales de Química Las cetonas no son tan reactivas como los aldehídos. La solución de Lugol no contiene alcohol. debido a la formación de iones triyoduro I 3 -. Por consiguiente. en particular. con un olor característico. El yoduro de potasio hace al diyodo soluble en agua. menos en la reacción del haloformo (el yodoformo). otros tipos de cetonas y alcoholes. Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en un tubo de ensayo 3 ml de una disolución Lugol28 y añada 1 ml de propanona. Las cetonas son menos reductoras que los aldehídos. 28 La disolución de Lugol consiste en 5 g de I2 y 10 g de KI. la oxidación es la reacción que más distingue a los aldehídos de las cetonas. Salgado Labrada 165 . de olor característico muy fácil de diferenciar. lo que hace más difícil su oxidación frente a reactivos como Fehling y Tollens.G. No debe confundirse con la tintura de yodo. que consiste en diyodo y sales de yodo. obteniéndose una disolución marrón con una concentración total de diyodo de 150 mg/ml. c) Caliente suavemente. o por la oxidación del etanal (acetaldehído). de olor irritante y sabor amargo. Procedimiento para la actividad experimental: a) Coloque en un tubo de ensayo 2 g de acetato de calcio. Tiene una temperatura de ebullición de 118 °C y una temperatura de fusión de 17 °C. Raúl A. Ca(CH3 COO)2 y añada lentamente 4 ml de H2 SO4 (preparado en proporción 2 volúmenes de agua y 1 de ácido). Obtención de la aspirina Apuntes sobre el contenido. plásticos. como la reacción de metanol (alcohol metílico) y de monóxido de carbono (CO) en presencia de un catalizador. b) Caliente suavemente y coloque en la boca del tubo de ensayo un papel de tornasol azul (u otro indicador). el fuerte olor a ácido acético. En mezclas con agua solidifica a temperaturas mucho más bajas. Obtención del CH3 COOH Apuntes sobre el contenido: Ácido etanoico o ácido acético (CH3 COOH). El ácido etanoico puro recibe el nombre de ácido acético glacial. drogas. es líquido incoloro. también como vinagre producto de la fermentación de alcohol. Salgado Labrada 166 . etc.14. colorantes. pinturas y medicamentos como la aspirina. como la Bacterium aceti. rápidamente. Ecuación de la reacción: Ca(CH3 COO)2 (s) + H2 SO4 (ac) = 2 CH3 COOH(l) + CaSO4 (s) Actividad experimental 10. Se halla en diversos frutos y esencia en forma de ésteres. en una composición del 4 a 8%. Observará que se enrojece el papel y se siente. debido a que se congela a temperaturas ligeramente más bajas que la ambiente.Manual de actividades experimentales de Química Actividad experimental 10. es perfectamente soluble en agua. en presencia de cierta clase de bacterias. El ácido etanoico concentrado se prepara industrialmente mediante distintos procesos.15. El ácido acético se emplea como reactivo y disolvente en la preparación de acetatos como el de celulosa y el de rayón. El vinagre es conocido por el hombre desde la antigüedad. 000 TM anuales. Gerhardt en 1853 y fue introducida en la Medicina por el farmacólogo alemán H. por el apellido de Raffaele Piria e INA por el preijo de la nomenclatura referida a estos tipos de ácidos en aquella época. la temperatura se elevará hasta 70-80ºC y todo el ácido salicílico se disuelve. principalmente individuos que ya han tenido un infarto agudo del miocardio.F. con un consumo estimado de 40. Salgado Labrada 167 . abriendo así el camino hacia sus usos terapéuticos y posterior aislamiento de la aspirina. el cual se considera un subproducto de la reacción. d) Agregue 50 ml de agua fría y agite bien la suspensión y recoja los cristales por filtración. se le agregan algunas gotas de H2 SO4 concentrado. pero no deja de ser curioso. PIR. Actividad experimental 10.16. c) Aguarde 10 o 12 minutos hasta que se enfrie la disolución. La glucosa es un monosacárido de C 6 H12 O6 . es un efectivo antiinflamatorio. Este proceso produce aspirina y ácido acético. Reacción de la glucosa frente a los reactivos de Fehling y Tollens Apuntes sobre el contenido. analgésico y antipirético. La aspirina se sintetiza a partir del ácido salicílico C 6 H4 (OHCOOH) con anhídrido acético (CH3 CO)2 O29 . Raúl A. b) Agite suavemente.Manual de actividades experimentales de Química La aspirina. La aspirina fue preparada por primera vez por C. Dresser en 1889. También es un antiagregante plaquetario indicado para personas con alto riesgo de coagulación sanguínea. los laboratorios Bayer la comenzaron a comercializar con el nombre de Aspirina. Se observará una masa sólida de cristales de aspirina. ASA o ácido acetilsalicílico. H2 SO4 C6 H4 (OHCOOH) + (CH3 CO)2 O = C6 H4 (OCOCH3 )COOH + CH3 COOH aspirina Procedimiento para la actividad experimental: a) En un matraz mediano se echan. algo menos dulce que el azúcar común destinado al 29 El anhídrido acético se utiliza como agente acetilante en la producción de acetato de celulosa. la aspirina y muchos productos industriales y medicinales. es el fármaco más empleado en el mundo. Consecuentemente. C6 H4 (OCOCH3 )COOH (ácido 2-(acetiloxi)-benzoico). enormísimo impacto que ha tenido la aspirina en la medicina moderna. 10 ml de anhídrido acético y 2 ml de ácido sulfúrico concentrado. por el siguiente orden 5 g de ácido salicílico. entonces la reacción ocurre a temperatura ambiente y se desarrolla rápidamente con considerable desprendimiento de calor. La presencia del ácido acético como producto de la reacción es la razón por la que la aspirina con frecuencia huele a vinagre. presionando el producto para eliminar la mayor cantidad posible de agua. Se especula que su nombre se debe al químico italiano Raffaele Piria quien obtuvo en 1838 el ácido salicílico. Se estima que desde su comercialización se han consumido más de 350 billones de pastillas y se estima que el consumo diario es de unos 100 millones de aspirinas. Lo que sí queda claro el enorme. Es un azúcar que se encuentra libre en las frutas y en la miel. Esto son suposiciones semánticas que no tienen legitimidad alguna. Como esta reacción es muy lenta con el anhídrido acético. Es un sólido cristalino de color blanco. También se afirma que la palabra aspirina es un acrónimo formado de Ácido Salicílico. b) Caliente suavemente hasta la ebullición. como la sacarosa. o más frecuentemente. La historia del jabón. Reacción de la glucosa con el reactivo de Tollens. se remonta a la antigüedad.2. Observará la formación de un precipitado rojizo de óx ido de cobre (I) y un fuerte olor a “vinagre”. Las disoluciones de glucosa giran el plano de polarización de la luz a la derecha. NaOH o KOH y alguna grasa animal o vegetal. “derecha”). en general. lo cual es una característica de los aldehídos. La glucosa es llamada azúcar reductora. de aquellos que. Su aplicación más importante es como agente edulcorante en la elaboración de alimentos. potencialmente en la molécula. almidón y glucógenos. maltosa.14. Este ensayo mediante el reactivo de Fehling diferencia a los azúcares como la glucosa. de todos los azúcares reductores. También una disolución de glucosa forma una resina de color pardo cuando se hierve con un álcali diluido.17. es decir. generalmente. 3 ml de reactivo de Tollens y añada 1 ml de disolución de glucosa. 10. mediante un proceso llamado saponificación. caracterizado por poseer un grupo C=O libre.Manual de actividades experimentales de Química consumo. Actividad experimental 10. mientras que la sacarosa es no reductora. b) Caliente suavemente sin agitar. Observará la formación de plata metálica brillante. depositando una capa de plata metálica. Industrialmente. que con frecuencia se deposita en las paredes del tubo de ensayo formando un espejo de plata. Procedimiento para la actividad experimental: Observe la figura de la actividad experimental “Reacciones de oxidación de los aldehídos” para la ejecución de esta. Salgado Labrada 168 . como la sacarosa no lo poseen. Según afirma la leyenda.14. la glucosa se obtiene en la hidrólisis del almidón bajo la acción de ácido diluido.1. a) Coloque en un tubo de ensayo bien limpio (muy importante). también reduce al cobre de la disolución de Fehling a Cu2 O. la glucosa presenta la mayor parte de las reacciones usadas como pruebas cualitativas para los aldehídos: reduce a las disoluciones de AgNO3 en NH4 OH (Tollens). de ahí el nombre alternativo dextrosa (del latín dexter. Debe observarse que las propiedades de los azúcares son esencialmente las propiedades de los aldehídos. por ejemplo. 10. Obtención de jabón Apuntes sobre el contenido: El jabón es un agente limpiador que se obtiene a partir de la reacción química entre un álcali. También se emplea en curtidos y tintes. fue descubierto accidentalmente en la ciudad de Savona (de ahí el origen del nombre). La glucosa se forma en la hidrólisis de numerosos hidratos de carbono. Reacción de la glucosa con el reactivo de Fehling a) Coloque en un tubo de ensayo 3 ml del reactivo de Fehling y añada 1 ml de disolución de glucosa. La fermentación de la glucosa por la acción de levaduras produce alcohol etílico y dióxido de carbono. de enzimas. celulosa. según algunos especialistas. Raúl A. es la sal de sodio o potasio de un ácido graso que se forma por la reacción de grasas y aceites con álcali. y en medicina para el tratamiento de la deshidratación y alimentación intravenosa Muchas de las reacciones de la glucosa son propias de todas las aldosas y. Salgado Labrada 169 . NaCl. el jabón se pasa a otro recipiente o vasija donde se le pueden añadir perfumes. En esencia el proceso de obtención del jabón. Saponificación: se hierve la grasa en grandes calderas. Para que solidifique de una manera completa se le añade sal común. Salado del jabón: el jabón obtenido se deposita en la superficie en forma de gránulos. todavía caliente. colorantes. salado del jabón y moldeado del jabón 1. Con ello se consigue la separación total del jabón que flotará sobre la disolución de glicerina. por la mujer de un marino genovés que mezcló accidentalmente aceite de oliva con ceniza de haya (especie de árbol) y obtuvo esa apreciada sustancia que es el jabón. sea industrial o artesanalmente. sin embargo.. se vierte en moldes. se añade lentamente sosa cáustica (NaOH) y se agita continuamente la mezcla hasta que comienza a ponerse pastosa. 3.Manual de actividades experimentales de Química Génova. entonces. La reacción que ha tenido lugar recibe el nombre de saponificación y los productos son el jabón y la lejía residual que contiene glicerina. otros afirman que se conoce desde tiempos inmemoriales. de álcali que no ha reaccionado y de agua. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. 2. productos medicinales. consta de tres fases: saponificación. Moldeado del jabón: ya habiendo realizado el salado. se deja enfriar y se corta en pedazos. Italia. etc. Los cromosomas. El término proteína deriva del griego proteios. tienen también funciones biorreguladoras y de defensa como son los anticuerpos. y proteínas derivadas. son responsables de la contracción muscular. Puesto que la albúmina se coagula cuando se calienta a 71 °C. que por hidrólisis dan solo aminoácidos o sus derivados. d) Después añada a la pasta formada. nitrógeno y un pequeño porcentaje de azufre.18. y es soluble en agua y en disoluciones diluidas de sal. Por sus propiedades físico-químicas. de las que solo un pequeño porcentaje se ha descrito con detalle. la leche. Salgado Labrada 170 . como el cloruro de mercurio (II). es útil para separar precipitados que enturbian disoluciones. mientras calienta suavemente. sustancias formadas por desnaturalización y desdoblamiento de las anteriores. Las enzimas son proteínas. que transporta oxígeno en la sangre. al igual que la insulina y casi todas las demás hormonas. como el metabolismo. y está presente en la clara de huevo. está compuesta de carbono. 10 ml de hidróxido de sodio al 30%. tipo de proteína simple común en nuestros hogares. La albúmina forma compuestos insolubles con muchas sales metálicas. Es parte importante de la alimentación. están compuestos por ácidos nucleicos y proteínas. Actividad experimental 10. hidrógeno. los anticuerpos del sistema inmunológico y la hemoglobina. Ensayos característicos de algunas proteínas Apuntes sobre el contenido: Las proteínas son biomoléculas formadas por cadenas lineales de aminoácidos. Se descubrieron en 1838 y hoy se sabe que son los componentes principales de las células y que suponen más del 50% de la masa seca de los animales. una disolución saturada de NaCl (salmuera) para facilitar la separación de la masa formada de jabón. e) Deje enfriar la mezcla y fíltrelo a través de una capa de lana de vidrio. lentamente y agitando. b) Añada a la grasa contenida en el vaso de precipitado. f) Vierta la masa en un pequeño molde de cartulina (puede ser una caja de fósforo) donde se deja solidificar. el alcohol y el éter. Tienen una masa molar elevada y son específicas de cada especie y de cada uno de sus órganos. unidos por enlaces peptídicos que intervienen en diversas funciones vitales esenciales. c) Continúe calentando hasta que se observe la formación de una pasta de cierta consistencia. también se produce en las plantas. la contracción muscular o la respuesta inmunológica. Se lava el jabón con agua fría a discreción (conserve el filtrado y las aguas de lavado). las proteínas se pueden clasificar en proteínas simples. los ácidos inorgánicos. Las proteínas van desde las largas fibras insolubles que forman el tejido conectivo y el pelo. que significa primero. La albúmina. el sulfato Raúl A. Se estima que el ser humano tiene unas 30 000 proteínas distintas. que transmiten los caracteres hereditarios en forma de genes. capaces de atravesar la membrana celular y desencadenar reacciones metabólicas.Manual de actividades experimentales de Química a) Vierta 25 ml de aceite vegetal (u otra grasa) en un vaso de precipitado. el músculo y el plasma sanguíneo. así se aclaran disoluciones en el refinado del azúcar y otros procesos. hasta los glóbulos compactos solubles. proteínas conjugadas. La albúmina es coagulable por el calor. especialmente en las semillas. que por hidrólisis dan aminoácidos acompañados de sustancias diversas. oxígeno. Además de intervenir en el crecimiento y el mantenimiento celulares. 16. Reacción xantoproteica a) Vierta 3 ml de una disolución de albúmina y agregue poco a poco. b) Para acentuar la coloración amarilla. y por tanto se usa como antídoto contra esos venenos. b) Agite vigorosamente hasta la dispersión total de la albúmina. 10. Salgado Labrada 171 . 10. Reacción de Biuret Raúl A.Manual de actividades experimentales de Química de cobre (II) y el nitrato de plata. Observará que se forman coágulos blancos.16. Observará la aparición de una coloración amarilla.1.5 ml de HNO3 concentrado. Solubilidad en agua a) Coloque en dos tubos de ensayo varios pedacitos de albúmina de huevo desecada y añada 5 ml de agua.16. 10. Una pasta hecha de albúmina mezclada con hidróxido de calcio (cal apagada) forma una masa de dureza pétrea que se usa como cemento para unir los objetos de barro rotos. Procedimiento para la actividad experimental 10.4.16. añada unas gotas de disolución de KOH.3.2. poco a poco. 0. Coagulabilidad por el calor a) Tome uno de los tubos anteriores con disolución de albúmina y caliéntelo suavemente. Raúl A. 1 ml de disolución de KOH al 10%. Salgado Labrada 172 . se observará la aparición de una coloración violeta. b) Añada unas gotas de una disolución muy diluida de CuSO4 .Manual de actividades experimentales de Química a) Vierta 3 ml de una disolución de albúmina y agregue poco a poco. etc. Se utiliza para trasvasar pequeñas cantidades de líquido vertiéndolo gota a gota. Equipo: instrumento especial de fabricación industrial para realizar una operación determinada o una función específica. Raúl A. tienen una precisión menor. simple o por combinación de piezas. soporte. por ejemplo. Salgado Labrada 173 . o el aparato para hacer una electrólisis o una pila electroquímica. aparato y equipo. en general. En los laboratorios son muy utilizados para añadir reactivos. I) Recipientes de medición (más comunes): la mayoría están constituidos por vidrio para permitir la visualización del líquido que se desea medir. el que se usa manualmente para realizar operaciones técnicas o delicadas. mechero. pero debe tenerse en cuenta que. microscopio. instrumentos. destilador de agua. indicadores o pequeñas cantidades de productos. centrífuga. 2. hornilla. etc. pH-metro. cristalizadota. por ejemplo: tubo de ensayo. balanza. 4. ya sea por su bajo precio o para evitar una reacción entre el líquido y el vidrio (por ejemplo cuando se mide ácido fluorhídrico). cápsulas. aunque en algunos casos se utilizan de plástico transparente.. (20 gotas hacen aproximadamente 1 ml). ofrecemos a continuación las definiciones correspondientes. Aparato: es el conjunto de recipientes. hecho a propósito para un determinado uso. 1. V) Equipos. amperímetro. Para establecer un hábito correcto y uniforme en el uso del lenguaje técnico adecuado a los conceptos. vaso de precipitado. Los útiles de laboratorio se pueden clasificar en: I) Recipientes de medición. Útiles más frecuentes en el laboratorio escolar El laboratorio químico está lleno de útiles y reactivos. II) Recipientes de usos varios III) Utensilios de usos varios y especializados. desecador. cronómetro. líquidas o gaseosas. 5. cerrado por la parte superior por una perilla o dedal de goma. Cuentagotas o gotero: tubo hueco terminado en su parte inferior en forma cónica. por ejemplo: agitador de vidrio. aereómetro. fabricado de forma industrial. generalmente. etc. por ejemplo: termómetro. genetalmente. etc. se arman en el laboratorio “in situ” para realizar una actividad experimental o para llevar a cabo una operación determinada. probeta. gradilla. perforador de tapones. controlar o registrar algo. Instrumento: objeto. voltímetro. vidrio reloj. hablamos de recipiente. por ejemplo: agitador magnético. especialmente. aparato de obtención del dihidrógeno. VI) Aparatos.1. o que sirven para medir. utensilio (o instrumento). IV) Materiales de metal. Recipiente: es cualquier vasija que sirve de depósito para recibir o contener sustancias sólidas. utensilios y equipos. cuando nos referimos al primero. 3. nuez. horno. etc. que.Manual de actividades experimentales de Química XI) APÉNDICE 11. 1. Utensilio: es el objeto fabricado de manera simple para un determinado uso. pinzas. Para esos casos existen instrumentos más apropiados como la pipeta o la bureta. de décimas de mililitro o menos). y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) indicando distintos volúmenes. Está formado por un tubo generalmente transparente de unos centímetros de diámetro y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) desde 0 ml (hasta el máximo de la probeta) indicando distintos volúmenes. Probeta o cilindro graduada: instrumento volumétrico. el dispositivo conocido como propipeta. por ejemplo. Para realizar las succiones de líquido con mayor precisión. En este último caso puede ser menos preciso. incluso algunas que pueden medir un volumen hasta de 2000 ml. 2. Algunas son graduadas o de simple aforo. mientras que otras.Manual de actividades experimentales de Química Su uso no está recomendado cuando se requiere precisión en la cantidad de líquido vertido. y no es atacada por el ácido fluorhídrico (ácido que no se puede poner en contacto con el vidrio ya que se corroe. Suelen ser de vidrio. Puede estar constituido de vidrio (lo más común). Las llaves están fabricadas con materiales como el vidrio (que es atacado por bases). Bureta: tubo corto. 50 o 100 ml. se deja escurrir el líquido con precaución hasta enrasar en el aforo inferior. Pipeta: instrumento volumétrico que permite medir la alícuota de líquido con bastante precisión. Si bien poseen la desventaja de medir un volumen fijo de líquido. 4. mientras que la superior está abierta (permite introducir el líquido a medir) y suele tener un pico (permite verter el líquido medido). Sirve para contener líquidos. Generalmente miden volúmenes de 25. las denominadas de doble enrase o de doble aforo. en cuyo caso la probeta plástica si lo soporta). 3. Su uso principal se da en volumetría. y luego se deja vaciar hasta el volumen que se necesite. Está formada por un tubo transparente que termina en una de sus puntas de forma cónica. es decir que se enrasa una vez en los cero mililitros. debido a la necesidad de medir con precisión volúmenes de líquido variables. es más difícil romperla. las pipetas de doble aforo superan en gran medida a las graduadas en que su precisión es mucho mayor. o de plástico. más que nada en las pipetas de doble aforo. provisto de una llave de cierre o llave de paso en su parte inferior. pero posee ciertas ventajas. En la parte inferior está cerrado y posee una base que sirve de apoyo. Se usa para ver cantidades variables de líquidos. pero existen probetas de distintos tamaños. y Raúl A. ya que no se modifica el volumen medido si se les rompe o deforma la punta cónica. y por ello está graduada con pequeñas subdivisiones (dependiendo del volumen. Esta adicionalmente se utiliza para las mediciones del agua y otros líquidos. graduado. se enrasa en la marca o aforo superior. se utiliza. Salgado Labrada 174 . que permite medir volúmenes con un ligero grado de inexactitud. de diámetro interno uniforme. Tienen componentes de teflón u otros materiales resistentes a la corrosión. El hecho de que el cuello del matraz sea estrecho es para aumentar la exactitud. es recomendable no usar un lubricante para asegurar un buen cierre. Suelen estar graduados. Un vaso de precipitados se distingue de un frasco porque en este último sus caras laterales son rectas y no inclinadas o curvas. ya que es un material que se somete a cambios bruscos de temperatura.05 ml y en ocasiones en volúmenes pequeños puede suponer un error importante. es conveniente recogerla tocándola suavemente con el recipiente receptor (usualmente será un matráz). 5. Vaso de precipitado o beaker: es un recipiente cilíndrico de vidrio fino que se utiliza muy comúnmente en el laboratorio. Los matraces se presentan en volúmenes que van de 10 ml hasta 2 l. La forma correcta de medir volúmenes es llevar el líquido hasta que la parte inferior del menisco sea tangente a la marca. Su principal utilidad es preparar disoluciones de concentración conocida y exacta. en consecuencia nos entrega una medida errónea de la sustancia. inerte. desde 1 ml hasta de varios litros. En el caso de usar llaves de vidrio. se les encuentra de varias capacidades. También es muy conveniente proteger la parte superior para evitar contaminación por polvo. pero esta graduación es inexacta por la misma naturaleza del artefacto. Salgado Labrada 175 . II) Recipientes de usos varios 1. que consiste simplemente en situar una perla de vidrio firmemente sujeta dentro de un tubo de goma. para evitar que quede líquido adherido al interior de la bureta. Matraz aforado: se emplea para medir con exactitud un volumen determinado de líquido. Raúl A. para preparar o calentar sustancias y trasvasar líquidos. este deja pasar el líquido. pequeñas burbujas de aire situadas tras la llave (también error por defecto) y procurar que el vaciado no sea demasiado rápido. por lo cual es fácil determinar con precisión cuándo el líquido llega hasta la marca. resistente y muy aconsejable para disolver sustancias orgánicas. Son cilíndricos con un fondo plano. La marca de graduación rodea todo el cuello de vidrio. para evitar errores por defecto. Esto es debido a que una gota es aproximadamente 0. lo que lo descalibra y. Un tipo de llave más simple es la llave Bunsen. Es recomendable no utilizarlo para medir volúmenes de sustancias. Al deformar el tubo mediante una llave. Normalmente son de vidrio o de goma aquellos cuyo objetivo es contener gases o líquidos. de esta forma un cambio pequeño en el volumen se traduce en un aumento considerable de la altura del líquido. Al llegar al punto final. debido a que arruinaría la sustancia a medir. sobre todo. si queda una gota colgando del orificio de salida. La excepción a esta definición es un vaso de lados ligeramente cónicos llamado vaso Phillips. Otras fuentes de error son las gotas que quedan adheridas en la parte inferior (error por defecto). su forma regular facilita que pequeñas variaciones en la temperatura o incluso en el vertido pasen desapercibidas en la graduación.Manual de actividades experimentales de Química teflón. además. La mayor ventaja del balón. pero a menudo también se utiliza como recipientes para su uso en calefacción al baño maría. Está diseñado para calentamiento uniforme. Balón: es un frasco de vidrio. su abertura estrecha permite la utilización de tapones. por encima de otros materiales de vidrio es que su base redondeada permite agitar o remover fácilmente su contenido. por lo general. y se produce con distintos grosores de vidrio para diferentes usos. 3. Fue creado por el químico Emil Erlenmeyer en 1861. Matraz: es un balón de fondo plano y se usa para los mismos fines que el balón y en las mismas condiciones. Salgado Labrada 176 . de cuello largo y cuerpo esférico. Estos recipientes. Raúl A. generalmente prolongado con un cuello cilíndrico. Sin embargo. 6. ya que sus medidas son imprecisas.Manual de actividades experimentales de Química 2. El erlenmeyer no se suele utilizar para la medición de líquidos. 4. esta misma característica también lo hace más susceptible a voltearse y derramarse. Erlenmeyer: es un frasco transparente de forma cónica con una abertura en el extremo estrecho. Está hecho generalmente de borosilicatado. Por su forma es útil para realizar mezclas por agitación y para la evaporación controlada de líquidos. adosado al cuello del matraz. Esto permite la salida de los vapores durante una destilación con dirección al condensador. no tienen escala graduada. También se emplean para recoger gases prácticamente insolubles en agua por desplazamiento de esta. que suele incluir algunas marcas. 5. Cristalizadora: recipiente circular de poca altura que se utiliza para realizar la cristalización de una sustancia a partir de una de sus disoluciones. Balón de destilación: es un balón que lleva tubuladura lateral de desprendimiento. 10. Se emplean para recoger gases prácticamente insolubles en agua. Frasco lavador: es un recipiente cilíndrico de plástico o de vidrio con pico largo. Se fabrica de diferentes tamaños y colores. por lo general agua destilada. 9. o sea. Salgado Labrada 177 . También son utilizados para limpiar cristal esmerilado como juntas o uniones de vidrio. hexano. que se utiliza. Este utensilio facilita la limpieza de tubos de ensayo. beaker. metanol. Cuba hidroneumática: recipiente de gran superficie y fondo plano de forma cilíndrica o rectangular. En la parte inferior posee una llave de paso que permite regular o cortar el flujo de líquido a través del tubo que posee en su extremo más bajo. líquidos y gases. etc. etc. sobre el cual se coloca el frasco colector del gas. que sirve para contener sólidos. Posee una tapa esmerilada o de rosca. electrodo. La forma más frecuente que presentan los embudos de decantación es la forma cónica. también llamada forma de pera invertida. para contener algún disolvente. con la llave de paso en la parte más estrecha.Manual de actividades experimentales de Química 7. aunque también disolventes orgánicos como etanol. Suele tener aditamento conocido como puente. Raúl A. En la parte superior presenta una embocadura taponable por la que se procede a cargar su interior. Se fabrica de vidrio u otro material. Frasco: es un recipiente cilíndrico de boca ancha o estrecha de plástico o de vidrio. Embudo de separación o de decantación: es un recipiente de vidrio que se emplea para separar dos líquidos no miscibles entre sí. para la separación de líquidos de distinta densidad. 8. Manual de actividades experimentales de Química 11. Crisol: recipiente en forma de cono truncado invertido y con tapa, es muy resistente al fuego. Es utilizado para calcinar o fundir sustancias, o para hacer operaciones que necesitan elevadas temperaturas. Es utilizado en los análisis gravimétricos. 12. Cápsula de porcelana: recipiente de poca altura y gran superficie. Se emplea con varios fines, sobre todo, para vaporizar líquidos por calentamiento. Se puede calentar directamente al fuego por ser de porcelana. 13. Vidrio reloj: es una lámina de vidrio en forma circular cóncava-convexa. Se llama así por su parecido con el vidrio de los relojes de bolsillo. Se utiliza en química para evaporar líquidos, pesar productos sólidos o como cubierta de vasos de precipitados, y contener sustancias parcialmente corrosivas. Su utilidad más frecuente es pesar muestras sólidas; aunque también es utilizado para pesar muestras húmedas después de hacer la filtración, es decir, después de haber filtrado el líquido y quedar solo la muestra sólida. El vidrio reloj se utiliza también en ocasiones como tapa de un vaso de precipitados, fundamentalmente para evitar la entrada de polvo, ya que al no ser un cierre hermético se permite el intercambio de gases. 14. Mortero: utensilio que sirve para convertir en polvo las distintas sustancias químicas, suele estar elaborado, por regla general, de materiales como: vidrio, madera, hierro o porcelana, a manera de vaso cóncavo. Posee un pistilo o pilón y se usa como martillo para romper y moler contra el hueco del mortero. 15. Tubo de ensayo: es un tubo cilíndrico pequeño utilizado en la contención de muestras sólidas y líquidas durante la ejecución de ensayos, cuando se emplean pequeñas cantidades. Se emplean además, para calentar durante intervalos cortos a llama directa o indirecta. Los tubos de ensayo han sido empleados en los procedimientos biológicos y químicos durante siglos, junto con matraces y vasos de precipitado, se miran generalmente como símbolos de ciencia y de la experimentación científica en su totalidad. Se afirma que es el recipiente de usos varios más utilizado en la química, por su fácil manejo y versatilidad. Raúl A. Salgado Labrada 178 Manual de actividades experimentales de Química III) Utensilios de usos varios y especializados 1. Embudo: útil empleado para trasvasar líquidos y materiales sólidos granulares en recipientes con bocas estrechas. El embudo tiene una forma de dos conos, generalmente, en su parte superior el cono mayor es el encargado de recibir la entrada de los líquidos y el inferior es el encargado de canalizar a un recipiente el flujo proveniente de la parte superior, algunas veces la parte inferior es un cilindro. Los embudos suelen hacerse de vidrio, plástico o metal. 2. Agitador: es una barra de vidrio con extremos romos, se usa para agitar líquidos, decantar o ayudar a verterlos en un filtro, sin que se produzca salpicadura. 3. Espátula es una herramienta que consiste en una lámina plana de metal con agarradera o mango similar a un cuchillo con punta roma. Según su uso, hay difetentes tipos de espátula. En química es uno de los materiales más comunes de laboratorio. Se utiliza para tomar pequeñas cantidades de reactivos que son básicamente sólidos. Se suele clasificar dentro del material de metal y es común encontrar en técnicas operatorias el término punta de espátula para referirse a esa cantidad aproximadamente. 4. Gradilla: es una herramienta que es utilizada para sostener y almacenar tubos de ensayo, de todos los diámetros y formas. Su principal función es facilitar el manejo de los tubos de ensayo. Pueden ser de madera, plástico o metal; pero las más comunes son las de madera. Las gradillas pueden ser rectangulares, redondas, etc. 5. Tubo de seguridad: es un utensilio fabricado en vidrio, que consiste principalmente de un tubo largo o eje de diferentes formas, que finaliza en un ensanchamiento o depósito con forma de embudo en la parte superior. El eje del tubo de seguridad está diseñado para permitir la inserción a través de un pequeño agujero en algunos tapones, permitiendo que el tubo se inserte en un contenedor, como un erlenmeyer para añadir sustancias al mismo y como medio para evacuarlas cuando la presión interior aumenta. Raúl A. Salgado Labrada 179 Manual de actividades experimentales de Química Los tubos de seguridad suelen ser utilizados para añadir líquidos a un montaje o sistema existente de aparatos. También sirven para evitar reabsorciones o para prevenir grandes desprendimientos de gases, que puedan provocar explosiones en los aparatos. 6. Triángulo de arcilla: es un triángulo formado por tres alambres metálicos recubiertos por tubos de arcilla, porcelana o cuarzo. Se utiliza para sostener el crisol durante la calcinación a fuego directo. 7. Placas con depresiones: son rectángulos de porcelana variada con 6 o 12 depresiones, que se usan para realizar ensayos en pequeña escala. IV) Materiales de metal: están constituidos principalmente por metal. La mayoría de estos materiales se emplean para sujeción de otros materiales. 1. Soporte universal: es una pieza del equipamiento de laboratorio donde se sujetan las pinzas, mediante dobles nueces. Sirve para sujetar tubos de ensayo, bureta, embudos, etc., se emplea para montar aparatos de destilación y otros equipos similares más complejos. Está formado por dos elementos, generalmente metálicos: una base o pie horizontal, construido de hierro fundido, relativamente pesado y generalmente en forma de rectángulo, bajo el cual posee unos pequeños pies de apoyo. También son posibles otros diseños de la base, como forma de H, de A, de media luna o de trípodes. El otro elemento que forman es una varilla cilíndrica vertical, insertada cerca del centro de uno de los lados de la base, que sirve para sujetar otros útiles e instrumentos. 2. Trípode: se utiliza cuando no se tiene el soporte universal para sostener objetos con firmeza. Es ampliamente utilizado en varios experimentos. La finalidad que cumple en el laboratorio es solo una, ya que su principal uso es como herramienta de sostén a fin de evitar el movimiento. Sobre la plataforma del trípode se coloca una malla metálica para que la llama no dé directamente sobre el vidrio y se difunda mejor el calor. Raúl A. Salgado Labrada 180 Manual de actividades experimentales de Química 3. Cucharilla de combustión: útil generalmente de hierro, que presenta un mango largo y en su extremo tiene una cavidad en forma de copilla, en la cual se deposita la sustancia que se desea calentar. Se emplea para ensayos de combustión. 4. Pinza: es una herramienta de metal cuyos extremos se aproximan para sujetar algo. Funciona con el mecanismo de palancas simples, que pueden ser accionadas manualmente o con mecanismos hidráulicos, neumáticos o eléctricos. Existen pinzas para diferentes usos: corte, sujeción, prensa o de presión. Las hay de diferentes tipos: para crisol, para buretas, de extensión, etc. 5. Nuez o mordaza: es una pieza de metal que tiene dos aberturas de diámetro fijo, con un tornillo en cada una de ellas. Uno de los tornillos se utiliza para fijar la mordaza al soporte universal y el otro para sostener otro aditamento. 6. Aro soporte: es una herramienta de metal que se utiliza para colocar embudos cuando se va a decantar dos líquidos no miscibles entre sí, o cuando se va a filtrar, o la tela amiantada, sobre la cual se pone un recipiente o una sustancia que sea necesario calentar. 7. Rejilla amiantada: es una herramienta de hierro o cobre, con amianto. Se coloca sobre el aro soporte o el trípode cuando se desea calentar una sustancia. Se utiliza para que el calor del mechero se extienda por toda la superficie y s e logre un calentamiento homogéneo. V) Equipos Raúl A. Salgado Labrada 181 semianalíticas y microanalíticas. Un microamperímetro está calibrado en millonésimas de amperio y un miliamperímetro en milésimas de amperio. 3. y analíticas. Amperímetro es un equipo que sirve para medir la intensidad de la corriente que está circulando por un circuito eléctrico. Las más usadas en el laboratorio escolar es la balanza monoplano de tres brazos (cada brazo graduado está provisto de masas deslizantes) y la de Roberval de dos platos. con la finalidad de que su presencia no disminuya la corriente a medir cuando se conecta a un circuito eléctrico. Los amperímetros tienen una resistencia interna muy pequeña. el cual actúa sobre una pequeña barra de hierro forrada con vidrio u otro material sintético. Si hablamos en términos básicos. Balanza: es en esencia una palanca de primer género de brazos iguales que mediante el establecimiento de una situación de equilibrio entre los pesos de dos cuerpos o sustancias permite medir masas.Manual de actividades experimentales de Química 1. Al igual que una romana o una báscula. podemos disponer de un amperímetro con varios rangos o intervalos de medición. Raúl A. el amperímetro es un simple galvanómtero (equipo para detectar pequeñas cantidades de corriente) con una resistencia en paralelo. Las balanzas pueden ser técnicas como la de Roberval (de dos platillos). es un equipo de medición que permite masar un objeto.. 2. Consta de un motor que hace girar un imán. etc. Estas pequeñas barras giran dentro del recipiente propiciando una agitación constante. Salgado Labrada 182 . las básculas. las romanas. llamada electrónica. Agitador magnético: es un equipo destinado a proporcionar una agitación automática. por debajo de 1 ohmio. Disponiendo de una gama de resistencias shunt. de tres brazos. Sus usos más comunes son la preparación de H2 S(ac) mediante la reacción de H2 SO4 con FeS. 7. normalmente con el de reinicio. 6.Manual de actividades experimentales de Química 4. 5. Un tubo se extiende del cilindro superior al inferior. uno encima del otro. El funcionamiento usual de un cronómetro. Cronómetro: es un reloj utilizado para medir fracciones temporales. y la otra cavidad inferior se usa para poner el desecante. Su nombre viene de su inventor. Además. El cilindro central tiene un tubo con una válvula utilizada para la extracción del gas obtenido. y la reacción cesa. Está fabricado con un vidrio muy grueso y en él se distinguen dos cavidades. libre de sólidos disueltos que la acompañan. se coloca en el cilindro del medio y el ácido en el superior. obteniéndose un agua pura. Al estar sellado al vacío. mediante el foco calorífico adecuado y de un sistema condensador o refrigerante para producir el cambio regresivo. mientras enfría los vapores. Esta forma de enfriar los vapores recibe el nombre de principio de contracorriente y es la forma más eficiente. El agua que circula se va calentando. la presión del gas en el cilindro central aumenta. empujando el ácido de vuelta al cilindro superior hasta que deja de estar en contacto con la sustancia sólida. y de H2 mediante la reacción de ácido clorhídrico con un metal apropiado. Raúl A. Aparato de destilación: sirve para destilar el agua. sulfuro de hierro (II). Consiste en un recipiente donde se hierve la mezcla. es un equipo usado para la preparación de pequeños volúmenes de gases. normalmente breves y precisas. más comúnmente gel de sílice. El aparato consiste en tres cilindros colocados. Cuando esta se cierra. la tapa siempre es difícil de volver a abrir. consiste en empezar a contar desde cero al pulsarse el mismo botón que lo detiene. También posee una llave de paso en su parte lateral o en la tapa. habitualmente pueden medirse varios tiempos con el mismo comienzo y distinto final. en sentido contrario al vapor destilado que pasa por la parte central generalmente. la primera cavidad más grande y superior. La sustancia sólida. mientras sigue contando en segundo plano hasta que se pulsa el botón de comienzo. El proceso de condensación se logra mediante una corriente de agua fría que fluye por la parte externa del condensador. Desecadora: es un equipo que se utiliza para mantener limpia y deshidratada una sustancia por medio del vacío. Los aparatos de Kipp suelen estar hechos de vidrio. Salgado Labrada 183 . permite poner a secar la sustancia. Aparato de Kipp: también denominado generador de Kipp. por ejemplo. Petrus Jacobus Kipp. Para ello se congela los sucesivos tiempos con un botón distinto. preparación de CO2 mediante la reacción de ácido clorhídrico con CaCO3 . que permite la extracción del aire para poder dejarlo al vacío. Raúl A. cualquier forma que brinde la posibilidad de que exista un orden. etc. roturas. una organización. Junto a estas sustancias se deben acomodar también sus respectivas sustancias simples: Li. debe ser un lugar para disfrutar del placer de aprender cosas nuevas y sorprendentes. Es muy importante aprender a usar. Los que están en uso y los de reserva. Mg. etc. Zn2+. Hay diferentes formas de organizar los reactivos químicos en los estantes destinados para ello: por cationes. Ca2+. Una forma de organizar los compuestos inorgánicos. Orientaciones generales para el trabajo en el laboratorio escolar El laboratorio es un lugar para aprender química e incorporar normas de seguridad que minimicen los riesgos de accidentes. Salgado Labrada 184 . ya sean compuestos orgánicos o inorgánicos. Na+. Esta medida debe adoptarse para evitar el deterioro de muchos de ellos. alquinos.Manual de actividades experimentales de Química 11. La dotación correspondiente a sustancias químicas.2. utensilios. Al3+…. Si se emplean sustancias peligrosas. Zn. Nunca los reactivos químicos deben permanecer en cajas cerradas. Para ello se deben cumplir dos reglas básicas: 1ra. es acomodándolos por cationes. alcoholes.. instrumentos. 2da. etc. sin poner en riesgo la integridad física de las personas. y equipos de los reactivos químicos. recipientes. Cuidar la dotación es sinónimo de disciplina. primero los de carga (1+). A continuación la gráfica recrea un estante con diferentes reactivos químicos. organización y de ahorro de recursos económicos. alquenos. ¿Dónde se acomodan los ácidos? Estos siempre se han de colocar en la parte inferior de los estantes y con sus respectivas etiquetas que los identifiquen. Na. Pb. ya que la mayoría se utilizan en todas las operaciones. K. asegúrese de instruir al alumno en su uso y tenga en cuenta todas las precauciones necesarias para ello. ellos deben estar donde les de el “aire” para evitar que hayan procesos internos de deterioro que produzacan reacciones químicas. Al. Lo mismo vale para la manipulación de útiles y reactivos químicos. La adquisición de los mismos ha costado grandes inversiones. utensilios. Para sustancias simples no metálicas se crea una sección separada. Para el almacenamiento de la dotación es necesario separar recipientes. etc. debe dividirse para su almacenamiento en dos partes. en fin. Por otra parte los compuestos orgánicos se acomodan por función química: alcanos. K+. luego los de carga (2+) y así sucesivamente: Li+. Mg2+. por orden alfabético. conservar y controlar los componentes de la dotación del laboratorio. El alumno nunca debe conectar ni encender ningún equipo hasta que el técnico o profesor le explique su funcionamiento y lo autorice a hacerlo. siempre acompañado de una etiqueta que indique dichos cationes. nitrato de potasio. 3. ácido sulfúrico. alumino en polvo. nitrato de plomo (II). dibromo. 10. magnesio metálico. explosivos o generadores de estos son los siguientes: 1. ácido nítrico. nitrato de plata. 12. 14. propanona (acetona). octazufre. nitrato de amonio. o que pueden servir para sintetizar otros explosivos. generadoras de daños al organismo. 9. Los reactivos químicos que comúnmente están destinados a la docencia y se consideran tóxicos extremos. benceno. 2. tóxicas. nitrato de bario. Raúl A. óxido de manganeso (IV) 16. por ser explosivas. Salgado Labrada 185 . 8. 11. 7. metanol. 4. 6. 13. 5. nitrato de cobre (II). Estos productos tienen que estar bajo una custodia permanente por los peligros potenciales que ellas representan. 15.Manual de actividades experimentales de Química Los productos químicos controlados son aquellas sustancias o productos químicos que hay que manipular con mucha precaución. pero con la seguridad prevista. se habilitan cajas para ello y se acomodan según sean recipientes. materiales de metal. lo que implica puertas y ventanas con rejas. Para cada actividad experimental donde se utilicen. tanto sustancias controladas como corrientes. con la diferencia que tienen que tener un tratamiento especial. El técnico de laboratorio debe tener divulgado el nivel de acceso al local donde se guardan los útiles y reactivos (con acta de responsabilidad incluida). según el formato de control anterior. en un local con ventilación y seguridad. Todos acomodados limpios. Salgado Labrada 186 . para ello se puede adecuar un armario o estante cerrado y seguro (con llave). Todos deben tener su etiqueta con el nombre y la cantidad de materiales. 2. el cual es el siguiente: 1. se podrá tener en el mismo local donde está el resto de las sustancias. con orificios en los laterales para la ventilación. etc. con el nombre de “Libreta de productos químicos controlados por el MININT”. De no tener este documento. Estos productos deben estar controlados en el libro oficial de existencia de materiales explosivos del MININT y se guardarán bajo llave. director del centro. el técnico de laboratorio. utensilios de usos varios y especializados. se habilita una libreta foliada solo para ello. técnico de laboratorio. La cristalería y demás útiles se acomodan ordenadamente según los estantes. Además es responsable del control. peróxido de sodio. Raúl A. cuidado. divisiones interiores para ubicar las sustancias según la clasificación adoptada. cada una de ellas debe estar debidamente rotulada e identificada. prácticamente no encienden. Es importante señalar que el local del laboratorio de Química debe tener un sello de protección. 4.Manual de actividades experimentales de Química 17. una de las razones por la cual después de guardados varios días. taquillas y gavetas que se dispongan. custodio. Si no existen estos depósitos. oficial del MININT en funciones de trabajo. jefe de protección física del municipio. conservación y actualización de la libreta de control de sustancias químicas corrientes. (Todos los productos químicos se controlan de alguna manera). sodio metálico. 18. Los útiles se ubicaran en los estantes teniendo en cuenta la clasificación siguiente: recipientes. 3. controla estos reactivos como a continuación se detalla: Reactivo Fecha Existencia anterior Entrada salida Existencia actual Actividad experimental en que se usó Estas sustancia deben almacenarse separadas del resto. los mecheros se guardan sin alcohol debido a su carácter higroscópico. En ella. De no tener un lugar para ellos. equipos y aparatos. se debe registrar para cada sustancia por separado. Estos reactivos químicos se organizan bajo los mismos criterios que los demás reactivos. si las condiciones del local lo permiten). Salgado Labrada 187 . Raúl A. NUNCA ALMACENARLOS EN EL PISO. Dar salida a las cajas que se van a usar. mantenerlos en las mismas cajas que traen de fábrica y organizados atendiendo a criterios organizativos.Manual de actividades experimentales de Química Con respecto a la dotación de reserva se ha de tener en cuenta lo siguiente: 1. de acuerdo con la fecha recibida. en la cual se anota con letra legible el nombre del útil. Si son materiales diversos (no son reactivos químicos). estos se acomodan de manera independiente y. ventilado y seco. Debe tener extintor de incendio. 2. Respecto a los equipos e instrumentos especializados. Colocar en cada caja una tarjeta de tamaño adecuado. 5. Conservarlos en un lugar destinado a ello. Colocarlos en estantes (los útiles del mismo modelo o tipo. buena iluminación. la cantidad que contiene y la fecha de entrada. para evitar daños por la acción corrosiva de muchos de ellos. de los reactivos químicos. alejados lo más posible. 4. 3. 6.  Horario del laboratorio. Salgado Labrada 188 . Ubicar láminas con contenidos de la asignatura: tabla periódica. 5.  Otros aspectos de interés.Manual de actividades experimentales de Química Todos los equipos. el cual debe contener:  Las medidas de seguridad a tener en cuenta al trabajar en un laboratorio. Siempre se ha de llevar un control de las roturas a las cuales se les da baja una vez terminado el curso escolar. Algunas indicaciones para ambientar los laboratorios de Química 1.  Curiosidades científicas. Confeccionar un mural. etc. herramientas y otros materiales que posea o reciba el laboratorio tienen que ser inventariados. Ubicar símbolos de riesgo en interruptores y el valor de la tensión de cada uno.  Costo de los útiles de laboratorio recibidos. Los medios básicos deben estar rotulados con su número de inventario. Detrás de la puerta debe estar el inventario de los medios básicos del laboratorio. 3. serie de actividad de los metales. Para garantizar el control efectivo de dichos medios se realizará el inventario utilizando los modelos de control de los medios básicos. 4. tabla de iones más comunes. utensilios. 2. Periódicamente el jefe de departamento o de grado efectuará comprobaciones físicas de la existencia de estos medios tomando como referencia las cantidades anotadas en los controles de los medios básicos. medios básicos. El equipo de televisión debe estar protegido con su nylon y separado de las ventanas para protegerlo del polvo y de la humedad. Raúl A. pues muchas son cáusticas y queman los tejidos orgánicos. pues muchas sustancias tóxicas son volátiles gaseosas. pues muchas son tóxicas. El peligro de trabajar manipulando sustancias tóxicas se deriva principalmente del desconocimiento que puedan tener los alumnos de los riesgos que para la salud tienen muchas sustancias químicas. etc. en el manejo de muchos reactivos. 6. sobre todo. los hidróxidos de sodio. tomando en cuenta que el contenido del tubo puede proyectarse al exterior. la mayoría de poca importancia. con tubos y termómetros preste mucha atención. 5. tanto ácidos como bases.3. son posibles escenarios de accidentes. una exposición única (sola) a una sustancia tóxica puede causar daño biológico severo o incluso la muerte. etc. para evitar accidentes o deterioro del mueble en el que cae el reactivo. Cuando se trabaje con equipos de vidrio.Manual de actividades experimentales de Química 11. Para oler una sustancia se debe abanicar suavemente el aire con la mano. 9. que han de cumplirse bajo cualquier condición. potasio. 3. Una acuciosa lectura e interpretación de la etiqueta de un frasco de reactivo. Las medidas a seguir son las siguientes: 1. desde la boca del recipiente que contiene la sustancia hacia la nariz. Raúl A. igualmente peligrosas son las sustancias tóxicas por contacto como el Hg o el Br2 .. es necesario establecer medidas de protección. 11. Siempre se debe leer y releer la etiqueta del frasco de reactivo que se vaya a utilizar para evitar errores de diversa índole. Estos llamados “accidentes”. por ejemplo. 2. Las sustancias químicas nunca se huelen directamente del recipiente que los contienen. limpiarlo inmediatamente. sino en recipientes habilitados para ello. 4. orgánicos o inorgánicos. así se evita la contaminación de las sustancias y posibles accidentes por confusión. Salgado Labrada 189 . lugar de potenciales peligros de accidentes. Las sustancias químicas nunca se prueban. Estos productos pueden ser. 7. vierta primero el ácido concentrado sobre el agua. Medidas generales de precaución durante la manipulación de sustancias químicas Todos los laboratorios o aulas especializadas de Química donde la actividad pedagógica es frecuente. Siempre que se prepare una disolución acuosa con un ácido. Utilice el agitador para disolver sustancias sólidas en las líquidas y para mezclar otras sustancias. Si se derrama un reactivo o mezcla. Nunca debe trabajar una sola persona en el laboratorio. pero algunos de graves consecuencias. Cuando se calienta una sustancia en un tubo de ensayo. 8. sino que son causados por descuidos o falta de atención. se debe dirigir la boca hacia una parte que no pueda dañar a alguien. Las sustancias químicas no se tocan con la mano. Nunca se devuelve al frasco de reactivo sobrante alguno. Las más nocivas que se manipulan son de muy variada composición y de efectos muy diversos sobre la salud. Nunca al revés. El contenido de un tubo de ensayo puede agitarse golpeando suavemente las paredes de este con las yemas de los dedos. garantiza la integridad física del sujeto. exposiciones agudas por lo general no son caracterizadas con una duración mayor a un día. el nitrato de plata. Por ello. el salfumante. El vidrio es frágil y se rompe fácilmente. 10. no suceden. accidente que produce lesiones con frecuencia. nitroglicerina. 15. etc. Los agentes oxidantes fuertes y los productos fácilmente oxidables siempre se mezclan en cantidades pequeñas y con mucho cuidado. etanal. Nunca aplique la llama directa. por ejemplo: mezclas de aire. Recuerde que el sodio reacciona súbita y violentamente con el tetracloruro de carbono o con el agua. Nunca se debe añadir HNO3 a un recipiente que contenga alcohol o cualquier otro producto fácilmente oxidable. Siempre que vaya a calentar disolventes volátiles o inflamables debe utilizar un baño de María o vapor. éter. 14. peróxidos explosivos. Raúl A. azúcares y celulosas. alcohol.Manual de actividades experimentales de Química 12. etc. acetileno. 15.. 13. Las mezclas explosivas son potencialmente peligrosas. tolueno. Salgado Labrada 190 . O 2 o Cl2 con gas de alumbrado. ácido. se agita vigorosamente para obtener una disolución saturada. se requiere 1000/14.90 g/ml. 3. Se debe tener mucho cuidado con la manipulación del frasco y especialmente. 4. Debe ser guardado en frascos bien tapados porque es muy higroscópico. por la misma razón. se deben emplear 231 g por litro. hidróxido de: Ba(OH)2 : para preparar una disolución 0. ambas medianamente concentradas. Para prepararlo se toman 10 g de almidón soluble y se hace una pasta con agua y se vierte en un litro de agua hirviente. Bario. Es un fuerte explosivo ¡Nunca calentarlo! Para preparar una disolución 1 M se disuelven 80 g de cristales en agua y se diluye hasta un litro de disolución. Amonio. Aluminio. Aluminio. se disuelven 61 g y se diluye hasta un litro de disolución. 5. nitrato de: NH4 NO3 : es útil para preparar mezclas frigoríficas. Bario. el resto es agua. Amonio. Alcohol natural: contiene 90% o más en volumen de etanol o un 85. Para una disolución 5 M. La disolución de amoníaco pierde fácilmente NH3 por lo que debe guardarse en frascos bien tapados y en lugares fríos. cloruro de: NH4 Cl: para preparar un disolución 3 M se disuelven 160 g en agua. 9. se diluye en 1 l de disolución. pues se echa a perder.5% en masa. Se emplea muchas veces como ácido concentrado una disolución 5 M que se prepara disolviendo 286 ml del glacial en agua hasta completar un litro de disolución. se disuelven en agua 231 g de cristales secos y se diluye hasta completar un litro de disolución. Raúl A. Nunca lo deje en el mechero. enzimas u otros agentes o tratamientos dados para que sea soluble o dispersable en agua caliente. 6. 10. Como absorbe con gran facilidad el CO2 atmosférico. El precipitado gelatinoso de Al(OH)3 obtenido se disuelve en un exceso de ácido o de base. se enfría. El ácido acético 1 M se prepara disolviendo 57 ml del acético glacial hasta completar un litro de disolución.25 M. En contacto con el aire libera NH3 . Almidón soluble: es una fécula que ha sido modificada por agentes oxidantes. glicerina.Manual de actividades experimentales de Química 11. sulfato: Al 2 (SO 4 )3 .2 M (es poco soluble) se añaden 70 g del hidróxido hidratado a un litro de agua. Salgado Labrada 191 . cloruro de: BaCl 2 : para preparar una disolución 0. 11.4. solo si está recién precipitado. 8. cuando se abre. Con el tiempo resulta cada vez menos soluble debido a la formación de puentes de oxígeno entre los átomos próximo al aluminio.7% en masa. Reactivos e indicadores comunes. Se deja en reposo. hidróxido: Al(OH)3 : para el estudio de sus propiedades se puede preparar con 20 ml de agua al que se le añaden varias gotas de AlCl3 y de NaOH. Para preparar un litro de disolución 1 M. Ácido acético: se suministra a las escuelas al 99. 2. Para preparar una disolución 3 M.18H2 O: para prepar disoluciones 2 M se disuelven 133 g de la sal hidratada o 64 g de la sal anhidra en agua y se diluye hasta un litro de disolución. por la toxicidad del NH3 que desprende. los cristales no contienen agua de cristalización (capacidad de algunas sustancias de absorber o ceder humedad al ambiente) y son muy solubles. Nunca se guarda. Su preparación 1. 7. el frasco debe estar bien cerrado. Acetato de amonio: NH4 CH3 COO: es una sustancia muy delicuescente. Amoníaco: se suministra a las escuelas como disolución de amoníaco concentrado 0.8 = 67 ml de disolución concentrada de NH4 OH. antes de utilizarlo en una actividad experimental debe ser secado por calentamiento en un crisol. 24. por eso.4H2 O: para preparar una disolución 2 M. se acostumbra a preparar disoluciones 0. agítense 25 g de esta sustancia en un litro de agua y déjese sedimentar.2H2 O: es poco soluble en agua. hidróxido de. se tapa inmediatamente el frasco y se agita vigorosamente. Calcio. Para preparar disoluciones 0. Ca(OH)2 : tiene una solubilidad en agua de 1. 23. nitrato de: Ba(NO 3 )2 : no es muy soluble en agua. 5 H2 O en 100 ml de agua y se vierte a esta última disolución.Manual de actividades experimentales de Química 12. 15. cloruro de: CaCl 2 . Calcio. ácido sulfúrico. se disuelven en agua 55 g de la sal hidratada o 27 g de la sal anhidra y se diluye hasta un litro de disolución. Benedict. (CaO + NaOH): es un poderoso agente absorbente de CO2 . 2 M.75 g de CuSO4 en un litro de disolución de KOH 2 M. 14. Se debe guardas en frascos oscuros. ya que es muy delicuescente. a través de CCl4 hasta la saturación. reactivo de: se prepara con la ayuda del calor.25 M. nitrato de: Ca(NO 3 )2 . Calcio. 17. Se filtra si es necesario. agua de: Cl 2 (ac): se puede preparar una disolución 0. 18. 13. 20. Cal sodada. Cobre (II). El salfumante. agitando constantemente en la de carbonato-citrato. Clorhídrico. 22.3 g de CuSO4 . se disuelven 173 g de citrato de sodio y 100 g de Na2 CO3 anhidro en 800 ml de agua. añadiendo 6 g de la sal a un frasco con agua y se agita vigorosamente. pero lo suficientemente aceptable para obtener H2 (g) a partir de disoluciones 5 M. Salgado Labrada 192 . 5 g por litro. Bario. Se disuelven 17. Se preparan disoluciones saturadas. por tanto. Los vidrios de la ampolleta se dejan dentro del frasco. agua de: para preparar el agua de bromo se introduce una ampolleta de Br2 en agua. Calcio. sulfato de: CaSO 4 . luego se seca por calentamiento ligero hasta la vaporización. 21.18 g/ml y un 36% en masa para una concentración molar de 12 mol/l. y se diluye en 850 ml. Biuret. se disuelven 470 g de cristales secos y se diluye en un litro de disolución.09 M haciendo burbujear Cl2 (g) en agua destilada. rompiendo la ampolleta dentro de ella.25 M disolviendo 65 g en agua hasta completar un litro de disolución. en una vitrina de gases. Raúl A. para preparar una disolución 0. puede prepararse mezclando CaO con una solución saturada de NaOH hasta obtener una masa ligeramente pastosa.03 M.6H2 O: la variedad cristalina contienen seis moléculas de agua de cristalización. Cloro en tetracloruro de carbono: Cl 2 /CCl 4 : se prepara haciendo pasar Cl2 previamente lavado por burbujeo en agua. Cloro. La sal seca se utiliza como agente desecante de gases. óxido de: CuO: es un reactivo ligeramente higroscópico. Se prepara disolviendo 0. de forma tal que el sólido permanezca en contacto con el agua por un tiempo considerable. muy común en el hogar contiene impurezas como trazas de hierro. 19. aproximadamente 1 en 14 volúmenes. reactivo de: se utiliza para ensayo de la urea y para proteínas. Debe guardarse en frascos con corcho encerado o parafinado por su avidez por el CO2 . por lo que debe guardarse bien tapado. La solubilidad del Br 2 en agua es de 3 g de este en 100 ml de agua. Se guarda en frasco esmerilado y tapa de vidrio. 16. ácido: HCl(ac): se presenta con una densidad de 1. aproximadamente 0. Se diluye hasta un litro de disolución. Bromo. La disolución resultante se decanta y se le añade más agua hasta completar un litro. Absorbe fácilmente el CO2 de aire. dicloro y arsénico. pues es extremadamente inflamable. Ambas disoluciones se guardan separadas hasta el momento de su uso para evitar la precipitación del hidróxido de cobre (II).6H2 O: para preparar una disolución 0.7H2 O: para preparar se deben triturar los cristales hasta pulverizarse y disolverlos en agua. Disolución B: se disuelven 176 g de tartrato doble de sodio y potasio ((KNaC4 H4 O6 ·4H2 O) en 500 ml de agua. 26. óxido de: MnO 2 : se presenta en forma de polvo negro y contiene entre un 80 a un 90% de MnO2 . es decir. se le adicionan 12 ml de HCl concentrado y se diluye hasta un litro de disolución. En la obtención de O2 debe usarse con alto grado de pureza por la posibilidad de causar explosiones. 31. Manganeso (IV). Fehling. 29: Hierro (III). Magnesio. Raúl A. Salgado Labrada 193 . El licor de Fehling consiste en dos soluciones acuosas: Disolución A): se disuelven 35 g de CuSO4 cristalizado en 500 ml de agua. 30: Hierro (III). 34. El éter de petróleo también se conoce como bencina. hierro y ácido sulfúrico. el resto es polvo de hulla y sulfuro de antimonio. 32. la cual contiene 6 % en masa de H2 O2 .25 M se prepara disolviendo 62 g de la sal en agua y diluyendo hasta 1 l de disolución. disuélvase 125 g de sal y dilúyase hasta un litro de disolución. Para preparar disoluciones 0. Nítrico. nafta VM & P. se mezclan volúmenes iguales de ambas disoluciones. El HNO3 comercial contiene. Para preparar una disolución 0.5 M se prepara disolviendo 140 g de la sal en agua y diluyendo hasta un litro de disolución. pero a temperaturas inferiores no se logra la total deshidratación. Cobre (II). sulfato de: FeSO 4 . Mercurio (II). No debe calentarse por encima de esta temperatura ya que puede formarse CuS (de color negro). Una disolución saturada contiene aproximadamente 40 g por litro. peróxido de: H2 O 2 : generalmente se presenta en disoluciones de 20 volúmenes. Debe guardarse en frascos oscuros. Para preparar sulfato de cobre (II) anhidro. 28. Como reactivo debe ser manipulado con mucho cuidado. ácido: HNO 3 : se presenta con una densidad de 1. sulfato de: CuSO 4 . pues se descompone rápidamente por la acción de la luz y el calor. sulfato de: MgSO4 . La disolución 0. nafta de petróleo. 27. Para preparar una disolución 2 M.42 g/ml y un 72 % en masa. se debe pulverizar la sal hidratada en un mortero y luego calentarse hasta los 210ºC aproximadamente. dicloro.5H2 O: los cristales de esta sal eflorecen lentamente en un lugar seco (propiedad que poseen algunas sustancias químicas (hidratos) de reducirse a polvo por sí mismos con pérdida de agua de cristalización al ser expuestos al aire).Manual de actividades experimentales de Química 25. cloruro de: FeCl 3 . entre otras sustancias. 33. nafta ASTM o ligroína.5 M se disuelven en agua 135 g de la sal. Hidrógeno. Es una sustancia muy tóxica. reactivo de: es una disolución descubierta por el químico alemán Hermann von Fehling y que se utiliza en el ensayo y determinación de azúcares reductoras y aldehídos. Cuando se va a emplear. sino una mezcla de alcanos de fórmula C 5 H12 y C6 H14 . disuélvase en agua 128 ml del ácido concentrado y dilúyase hasta un litro de disolución.7H2 O: la disolución 0.5 M. 16 M. Éter de petróleo: no es químicamente un éter.1M disuélvase 27 g de la sal en agua y dilúyase hasta un litro de disolución. cloruro de: HgCl 2 : es ligeramente soluble en agua. Plomo (II). Raúl A. Sus disoluciones saturadas se utilizan en la separación de fosfatos.1M. Sodio. y en general. pues se descompone parcialmente por la luz. Para preparar una disolución 1M. Cuando las disoluciones se enturbian pueden aclarase añadiendo varias gotas de ácido acético. Para preparar una disolución 1M.4 g del indicador en 200 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución.10H2 O: para preparar una disolución 1M.5 g de la sal y dilúyase hasta 500 ml de disolución. Disolución patrón de jabón: para preparar una disolución al 1. 2H2 O. Para preparar una disolución 1M. 46. 45. Sodio. También se utilizan disoluciones 3 M. disuélvase en agua 136 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. Potasio.5M. plástico o corcho.3H2 O: es una de las pocas sales solubles de plomo. Sodio. Debe guardarse en frascos con tapones de goma. octazufre. lo que puede evitarse añadiendo unas gotas de mercurio en disolución. Potasio. 47. 41. nitrato de: AgNO 3 : en la preparación de sus disoluciones siempre se ha de emplear agua destilada. Las disoluciones de esta sal se guardan en frascos oscuros. aun así. permanganato de: KMnO 4 : para preparar una disolución 0. 4. 44. acetato de: Pb(CH3 COOH)2 . bromuro de: NaBr: sólido cristalino higroscópico para formar la sal hidratada NaBr. 39. Fíltrese a través de lana de vidrio o de asbesto. disuélvase en agua 17 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. cloruro de: KCl: para preparar una disolución 0. 36. ya que puede generar combustión. Salgado Labrada 194 . 37.1 M. disuélvase en agua 33 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. Plata.2M. 42. disuélvase en agua 101 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. disuélvase en agua destilada y recién hervida. disuélvase en agua 139 g de la sal hidratada o 103 g de la sal anhidra y dilúyase hasta un litro de disolución. 38. 1 g de jabón y disuélvase en 100 ml de etanol.3H2 O: es una sustancia eflorescente. Es un oxidante enérgico y no debe triturarse o calentarse con sustancias orgánicas. Potasio. cloruro de: NaCl: para preparar una disolución 1M. carbonato de: Na2 CO 3 . acetato de: NaCH3 COOH. disuélvase en agua 38 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. Sacarosa: C12 H22 O11 : se acostumbra preparar disoluciones para ensayos disolviendo 90 g de sacarosa por litro de disolución.3% de composición (el requerido para ensayos) tome 0. disuélvase en agua caliente. disuélvase en agua caliente 3. Potasio. Este proceso es acentuadamente endotérmico. Para preparar una disolución 0. con los reductores. nitrato de: KNO 3 : es un polvo cristalino blanco. Indicadores ácido-base a) Anaranjado de metilo: disolver 0. la disolución gradualmente se vuelve amarilla. 43. Sodio. Para preparar una disolución 0. La disolución debe guardarse en frascos oscuros. yoduro de: KI: para preparar una disolución 0.Manual de actividades experimentales de Química 35. disuélvase en agua 37 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. El sólido debe guardarse en frascos bien tapados.2 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. 40. 286 g de la sal hidratada o 106 g de la sal anhidra y dilúyase hasta un litro de disolución.02 M (concentración usual para ensayos). d) fenolftaleína: disolver 1 g del indicador en 600 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución.5 g de fenolftaleína y 0. e) Rojo congo: disolver 0.2 g del indicador en 200 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución.2 g del indicador en 300 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución. pH = 4. 625 g de rojo de metilo. se agrega agua hasta el litro de disolución. pH = 7.0 g del indicador en agua hasta un litro de disolución. pH = 10 Raúl A. pH = 6. Tiene el siguiente rango de pH: a) b) c) d) e) f) g) rojo.Manual de actividades experimentales de Química b) Rojo de metilo: disolver 0. Luego se le añaden unas gotas de NaOH 0. azul oscuro. c) Azul de bromotimol: disolver 0. azul. pH = 8. Salgado Labrada 195 . violeta. pH = 9. amarillo. 0. pH = 5. naranja.05 M hasta que la disolución adquiera el color verde. 0.4 g del indicador en 200 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución. f) Tornasol: disolver 5. h) Indicador universal de Yamada: se prepara disolviendo 0.025 g de azul de timol.25 g de azul de bromotimol en 500 ml de etanol. verde. Tabla periódica de 18 columnas Tabla periódica de 18 columnas Raúl A. Salgado Labrada 196 .Manual de actividades experimentales de Química 11.5. 80 + 0.37 .0.77 + 1.68 + 0.0.20 + 0.51 + 1.0.36 + 1.0. Tabla de potenciales estándar de electrodo de disoluciones acuosas a 25ºC de los pares redox más comunes (pH ácido) FO + neF2 (g) + 2eH2 O2 (ac) +2H+(ac) +2ePbO2 (s) + SO4 2-(ac) + 4H+(ac)+ 2eMnO4 -(ac) + 8H+(ac) + 5eCl2 (g) + 2eCr2 O7 2-(ac) + 14H+(ac) + 6eMnO2 (s) + 4H+(ac) + 2eO2 (g) + 4H+(ac) + 4eBr2 (l) + 2eO2 (g) + 4H+(ac) + 4eNO3 -(ac) + 4H+(ac) + 3eAg+(ac) + eO2 (g) + 2H+(ac) + 2eMnO4 -(ac) + 2H+(ac) + 3eI2 (s) + 2eO2 (g) + 2H2 O + 4eCu2+(ac) +2 eSO4 2-(ac) + 4H+(ac) + 2eCu2+(ac) + e2H+(ac) + 2ePb2+(ac) + 2 eSn2+(ac) + 2 eNi2+(ac) + 2 eCo2+(ac) + 2 ePbSO4 (s) + 2 eFe2+(ac) + 2 eCr2+(ac) + 2 eZn2+(ac) + 2 eMn2+(ac) + 2 eAl3+(ac) + 3 eBe2+(ac) + 2 eMg2+(ac) + 2 eNa+(ac) + eCa2+(ac) + 2 eSr2+(ac) + 2 eBa2+(ac) + 2 eK+(ac) + eLi+(ac) + e- Raúl A.90 .18 .66 .34 + 0.2.40 + 0.05 .86 .33 + 1.3.87 + 1.44 .59 + 0.1.23 + 1.Manual de actividades experimentales de Química 11.53 + 0.31 .96 + 0.13 .2.0.2.28 .1.1.89 .15 0.2.87 .76 .2.00 .14 .70 + 1.6.23 + 0.23 + 1.07 + 1. Salgado Labrada FR 2F-(ac) 2 H2 O PbSO4 (s) + 2 H2 O Mn2+(ac) + 4 H2 O 2Cl-(ac) 2Cr3-(ac) + 7H2 O Mn2+(ac) + 2 H2 O 2 H2 O 2Br-(ac) 2 H2 O NO(g) + 2 H2 O Ag(s) H2 O2 MnO2 (s) + 4 OH-(ac) 2-(ac) 4 OH-(ac) Cu(s) SO2 (s) + 2 H2 O Cu+(ac) H2 (g) Pb(s) Sn(s) Ni(s) Co(s) Pb(s) + SO4 2-(ac) Fe(s) Cr(s) Zn(s) Mn(s) Al(s) Be(s) Mg(s) Na(s) Ca(s) Sr(s) Ba(s) K(s) Li(s) 197 E0 (V) + 2.0.0.0.74 .25 .2.71 .93 . 6.Manual de actividades experimentales de Química 11. Serie de actividad de los metales Raúl A. Salgado Labrada 198 . 7. Tabla de solubilidad de algunos compuestos en agua Leyenda: S: sustancia soluble. I: sustancia prácticamente insoluble. Raúl A. .: sustancia que se descompone por la acción del agua. Salgado Labrada 199 .Manual de actividades experimentales de Química 11. P: sustancia poco soluble. Excepción única es la unidad de la magnitud masa. la expresión “kilo” indica „mil‟. kilogramo. Las unidades del SIU constituyen referencia internacional de las indicaciones de los instrumentos de medición. segundo. por ende. s. a partir de la conferencia General de Pesos y Medidas. Por ejemplo. definida como “la masa del prototipo internacional del kilogramo”. Así. excepto Estados Unidos. cd). De las unidades básicas existen múltiplos y submúltiplos. amperio. por lo que también se le conoce como “sistema métrico”. que constituye la gran ventaja del Sistema Internacional. kg. Es heredero del antiguo Sistema Métrico Decimal y es por ello. En 1971 se añadió la séptima: el mol.Manual de actividades experimentales de Química 11. Símbolo A cd K kg m mol s Unidad ampere candela kelvin kilogramo metro mol segundo magnitud corriente eléctrica intensidad luminosa temperatura masa longitud Cantidad de sustancia tiempo Una de las características trascendentales.8. Salgado Labrada magnitud temperatura actividad radiactiva carga eléctrica cantidad eléctrica radiaciones ionizantes inductancia eléctrica 200 . kelvin. el kilogramo. que se expresan mediante prefijos. durante la cual inicialmente se reconocieron seis unidades físicas básicas (metro. asegurar. Se instauró en 1960. especialmente en las personas de más edad y en pocas naciones donde aún no se ha implantado para uso cotidiano. K y candela. Las unidades derivadas del SIU se definen como potencias. el cumplimiento de las características de los productos que son objeto de transacciones en el comercio internacional. Ejemplos: Símbolo ºC Bq C F Gy H Unidad Grado celsius beckerel coulomb farad gray henry Raúl A. a las cuales están referidas mediante una concatenación interrumpida de calibraciones o comparaciones. utilizados y calibrados en lugares distantes y. Por lo tanto. del mismo modo que “mili” significa „milésima‟ (parte de). Esto permite lograr equivalencia de las medidas realizadas con instrumentos similares. A. un cilindro de platino e iridio depositado en una caja fuerte de la Oficina Internacional de Pesos y Medidas.001 A. sin necesidad de duplicación de ensayos y mediciones. Birmania y Liberia. m. su intercambiabilidad. 1 mA es 0. es que sus unidades se basan en fenómenos físicos fundamentales. por ejemplo. 1 km equivale a 1000 m. multiplicaciones y cocientes de las siete unidades básicas. Algunos valores relacionados con el Sistema Internacional de Unidades y el Sistema Métrico Decimal Unidades del Sistema Internacional de Unidades El Sistema Internacional de Unidades es el nombre que recibe el sistema de unidades que se usa en todos los países. etc.Manual de actividades experimentales de Química Hz J kat lm lx N Pa S Sv T V W Ω hertz joule katal lumen lux newton pascal siemen siévert tesla volt watt ohm frecuencia energía. Salgado Labrada 201 . aunque en Estados Unidos. flujo de energía resistencia eléctrica Unidades del Sistema Métrico Decimal Es un sistema de unidades. Birmania y Liberia. voltaje potencia. cantidad de calor actividad catalítica flujo luminoso iluminación fuerza presión conductancia eléctrica radiación recibida (materia viva) inductancia magnética diferencia de potencial. Se pretendía buscar un sistema de unidades único para todo el mundo y así facilitar el intercambio científico. de datos. unidad de longitud que en distintos territorios de España.  1 yarda = 3 pie = 36 pulgadas = 0.6214 millas inglesa. conjunto de las unidades muy difundido en los Estados Unidos y con gran influencia planetaria. incluso cada región. comercial.7704 m. No obstante. aunque existen discrepancias entre los sistemas de Estados Unidos y el del Reino Unido. oscila entre 0. una misma denominación representaba un valor distinto en lugares y épocas diferentes. La relación entre las magnitudes del Sistema Métrico Decimal con las del Sistema Inglés.28083 pie = 39. Las unidades mismas tienen sus orígenes en la antigua Roma.09361 yardas = 3.9144 m  1 m = 1. Hasta entonces cada país. a menudo.  1 km = 1000 m =0. Hoy estas unidades están siendo lentamente reemplazadas por el SIU. la inercia del antiguo sistema y el alto costo de migración han impedido. que tiene por base el metro. Hay otro sistema de unidades que se ha impuesto por siglos: el Sistema Anglosajón de Unidades. Es el sistema usado oficialmente por Estados Unidos.8380 m y los 0. cultural. en el cual los múltiplos y submúltiplos de cada unidad de medida están relacionados entre sí por múltiplos o submúltiplos de 10. y de los intentos de estandarización en Inglaterra.3700 pulgadas  1 pulgada = 2. en gran medida.600934 km Raúl A. la más empleada es la vara castellana que mide aproximadamente 83. e incluso sobre la diferencia de valores entre otros tiempos y ahora. lamentablemente aún se emplean en el ámbito científico-técnico.540 cm  1 milla inglesa = 1. Fue implantado por la primera conferencia general de Pesos y Medidas en 1889. Este sistema se deriva de la evolución de las unidades locales a través de los siglos. Un ejemplo es la vara. Longitud  1m=10 dm= 100 cm = 1000 mm = 1000000 µ. trabajo. tenía su propio sistema de unidades. la yarda y la milla. de ello no se escapa la Química. Ejemplo de este sistema son las unidades para medir longitudes basadas en la pulgada. el pie.5 cm. el cambio. 05671 cuartillos = 2.035144 pie cúbicos = 61.000027 dm 3  1 ml = 1.1134 pintas =33.76387 pie cuadrado = 1550 pulgadas cuadradas.029 cm 2  1 pulgada cuadrada = 6.35 g  1 t = 1000 kg = 2204.242 g  1 onza = 31.6 lb  1 t (corta) = 907.78533 l  1 l = 1.  1 ha = 10000 m 2 = 1 hm 2  1 pie cuadrado = 929.Manual de actividades experimentales de Química  1 milla nautica = 1.4516 cm 2  1 acre = 4046. 1 quintal = 100 libras (En Cuba).103 g A todo esto se le suma la impronta de la arroba (@) y el quintal. antiguas unidades de masa del sistema castellano muy utilizado en España e Hispanoamérica.873 m 2 Volumen  1 m3 = 100 dm 3  1 dm 3 = 0. 000027 cm 3  1 galón = 4 cuartillos = 8 pintas  1 galón (EEUU) = 3.  1 pie cúbicos = 28.85325 km  1 ångström (Å) = 10-10m = 10-8 cm Superficie  1 m2 = 1. 0234 pulgadas cúbicas.196 yardas cuadradas =10.047 kg = 2240 lb En el sistema troy (usada únicamente en joyería. orfebrería y numismática para pesar metales preciosos):  1 lb = 12 onzas = 373.185 kg = 2000 lb  1 t (larga) = 1016. Salgado Labrada 202 .3170 dm 3  1 pulgada cúbica = 16. Raúl A.9873 l (muy utilizado en el comercio del petróleo) Masa  1 lb = 16 onzas = 453.6 g  1 onza = 28.815 onzas líquidas (EEUU)  1 barril (EEUU) =42 galones = 158.3872 cm 3  1 cm 3 = 20 gotas? Capacidad  1 l = 1000 ml = 1. 1 @ = 25 libras (En Cuba). a) mediante el calor calor 2 H3 BO3 = B2 O3 (s) + 3 H2 O b) mediante agentes deshidratantes. carbonatos y nitratos. Por deshidratación de oxácidos.Manual de actividades experimentales de Química 11. 2 Pb(s) + O2 (g) = 2 PbO(s) 2 Zn(s) + O2 (g) = 2 ZnO(s) b) tostación (colocar al fuego sin que se queme) de algunos sulfuros metálicos. Métodos generales para la obtención de sustancias químicas I) óxidos no metálicos 1. calor 2 HNO3 = N2 O5 (g) + H2 O 3. Descomposición de oxisales a) Acción de ácidos fijos (con valores relativamente altos de ebullición) sobre sales de algunos ácidos insolubles. ya sean líquidas o gaseosas) de algunos sulfatos. A partir del dioxígeno C(s) + O2 (g) = CO2 (g) S8 (s) + 8 O2 (g) = 8 SO2 (g) P4 (s) + 5 O2 (g) = 2 P2 O5 (s) 2.9. calor Fe2 S3 (s) + 6 O2 (g) = Fe2 O3 (s) + 3 SO3 (g) c) Calcinación (calentamiento hasta que se desprenda las sustancias volátiles. Salgado Labrada 203 . calor Fe2 (SO4 )3 (s) = Fe2 O3 (s) + 3 SO3 (g) Raúl A. Na2 SO3 (s) + 2 HCl(conc) = 2 NaCl(s) + SO2 (g) + H2 O CaCO3 (s) + H2 SO4 (conc) = CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2 O b) Descomposición por el calor de algunas sales calor CaCO3 (s) = CaO(s) + CO2 (g) calor Fe2 (SO4 )3 (s) = Fe2 O3 (s) + 3 SO3 (g) II) Óxidos metálicos a) Oxidación directa del metal con el dioxígeno atmosférico y calor. También hay casos en que la deshidratación se efectúa a temperatura ambiente. NaOH. o del óxido metálico con el agua. Ba(OH)2 no son deshidratados por el calor. preparados por este medio. Acción de ácidos fijos sobre sales de ácidos más volátiles. H2 SO4 (conc) + 2 NaCl(s) = Na2 SO4 (s) + 2 HCl(g) + H2 O H2 SO4 (conc) + NaNO3 (s) = NaHSO4 (s) + HNO3(l) 3. en otros casos. Reacción de algunos óxidos metálicos con el agua. así el Ag2 O y el HgO. KOH. son anhidros.Manual de actividades experimentales de Química calor CaCO3 (s) = CaO(s) + CO2 (g) calor 2 Ba(NO3 )2 (s) = 2 BaO(s) + 4 NO2 (g) + O2 (g) c) Por precipitación de un óxido hidratado y luego deshidratado por el calor hasta hacerlos anhidro.do calor Cu(OH)2 (s) = CuO(s) + H2 O(g) En estos casos la descomposición (deshidratación) se produce a temperaturas próximas a 100ºC. según se trate de un hidruro volátil (para preparar hidrácidos) o de un oxácido. Acción de ácidos fuertes sobre sales de ácidos menos fuertes (o débiles) H2 SO4 (conc) + CaCO3 (s) = CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2 O 2 HCl(conc) + FeS(s) = FeCl2 (s) + H2 S(g) IV) Hidróxidos metálicos 1. se necesita mucho más calor. 2 AgNO3 (ac) + 2 KOH(ac) = 2 KNO3 (ac) + H2 O + Ag2 O(s) HgCl2 (s) + 2 NaOH(ac) = 2 NaCl(ac) + H2 O + HgO(s) III) Hidróxidos no metálicos e hidruros volátiles y sus disoluciones 1. Reacción directa del halógeno con el dihidrógeno. Salgado Labrada 204 . CaO(s) + H2 O = Ca(OH)2 (ac) MgO(s) + H2 O = Mg(OH)2 (ac) Raúl A. como el Ca(OH)2 . 1.ro CuSO4 (ac) + 2 KOH(ac) = K 2 SO4 (ac) + Cu(OH)2 (s) 2 . Cl2 (g) + H2 (g) = 2 HCl(g) SO3 (g) + H2 O = H2 SO4 (l) 2. Acción de un óxido no metálico sobre un óxido metálico o un hidróxido. H2 SO4 (ac) + Zn(s) = ZnSO4 (ac) + H2 (g) 2 HCl(ac) + Zn(s) = ZnCl2 (ac) + H2 (g) 2. 2 HCl(ac) + FeS(s) = FeCl2 (ac) + H2 S(g) 2 HNO3 (ac) + CaCO3 (s) = Ca(NO3 )2 (ac) + CO2 (g) + H2 O 5. 2 K(s) + 2 H2 O = 2 KOH(ac) + H2 (g) 2 Na(s) + 2 H2 O = 2 NaOH(ac) + H2 (g) Ca(s) + 2 H2 O = Ca(OH)2 (ac) + H2 (g) Ba(s) + 2 H2 O = Ba(OH)2 (ac) + H2 (g) 3.Manual de actividades experimentales de Química K2 O(s) + H2 O = 2 KOH(ac) 2. Reacción de determinadas sales entre sí. Acción de un ácido sobre una sal. Acción de un ácido sobre un óxido metálico. Acción de una sal sobre un hidróxido metálico. CaO(s) + SO3 (g) = CaSO4 (s) CO2 (g) + KOH(s) = KHCO3 (s) 7. 2 HCl(ac) + CaO(s) = CaCl2 (ac) + H2 O 4. Acción de un metal sobre una sal CuSO4 (ac) + Fe(s) = FeSO4 (ac) + Cu(s) 9. Na2 SO4 (ac) + Ba(OH)2 (ac) = 2 NaOH(ac) + BaSO4 (s) Raúl A. Salgado Labrada 205 . Acción de los ácidos sobre los metales más activos. Acción de los ácidos sobre sulfuros y carbonatos. 2 HCl(ac) + ZnO(s) = ZnCl2 (ac) + H2 O 3. Reacción de los metales alcalinos y otros bien activos con el agua. Reacción de carbonatos de metales alcalinos con el Ca(OH)2 K2 CO3 (ac) + Ca(OH)2 (ac) = CaCO3 (s) + 2 KOH(ac) 4. Reacción de una sal con un álcali para obtener un hidróxido poco soluble CuSO4 (ac) + 2 KOH(ac) = K2 SO4 (ac) + Cu(OH)2 (s) V) Sales 1. Pb(NO3 )2 (ac) + 2 NaCl(ac) = PbCl2 (s) + 2 NaNO3 (ac) 8. Acción de un ácido sobre un hidróxido metálico. H2 SO4 (ac) + CaCl2 (s) = CaSO4 (s) + 2 HCl(ac) 6. Ácido de acumulador: ácido sulfúrico. 15. Tiza: sulfato de calcio. Agua oxigenada: peróxido de hidrógeno. 19. Metales: 16. Lejía: hipoclorito de calcio o sodio. Jugo de limón: ácido cítrico. 7. Salfumante: ácido clorhídrico comercial 2. Aspirina: ácido acetilsalicílico. 5. Sosa potásica: hidróxido de potasio. 13. 10.Manual de actividades experimentales de Química 11. Leche de magnesia: hidróxido de magnesio. 4. 24. etc. 20. Alambre de soldar: estaño. piedra caliza. aluminio. Sal de Higera: sulfato de magnesio. Sales: 11. Vinagre: ácido acético. Polvo negro de pilas secas (ya usadas): óxido de manganeso (IV). Cal viva: óxido de calcio. virutas o torneaduras metálicas: metales de diferentes tipos (cobre. 9. Sosa caústica: hidróxido de sodio. 18. Cubiertas anterior y posterior de pilas secas (ya usadas): hierro-estaño.9. Cal apagada: hidróxido de calcio. 8. 14. Hidróxidos metálicos: 6.) 17. hierro. limaduras. Reactivos químicos alternativos de fácil adquisición Ácidos: 1. láminas. Óxidos: 21. 12. Mercurio de termómetro inservible: mercurio. Envoltura de pilas secas (ya usadas): cinc. Raúl A. Sal de cocina: cloruro de sodio. 22. Herrumbre: óxido de hierro (III). Alusil: hidróxido de aluminio. cáscara de hueco: carbonato de calcio. Salgado Labrada 206 . Alambres. 3. Mármol. 23. vaselina. sebo. Hollín. mantequilla. Clara de huevo desecada: proteína. Almidón. té. Disolución de clara de huevo: dispersión colidal. cera de abeja: lípidos. Salgado Labrada 207 . monosacárido). 27. azul de metileno: indicador ácido-base. 31. carbón de leña. Compuestos orgánicos: 28. Ceniza: catalizador. electrodo. Aceite. 37. 26. Agua hervida: sustituye al agua destilada en muchos casos. Parafina: hidrocarburo. Raúl A. Azúcar blanca. tizne: carbón amorfo. alcohol (de tienda): etanol. Grafito: carbono. electrodo. maicena: carbohidrato. 38. grasa gorda: mezcla de hidrocarburos. 39. coque. 36. manteca. 35. 32. Marpacífico. queroseno. 29. disacárido). Diesel. polisacárido. gasolina. margarina. 30. 33. 40. Electrodo de pilas secas (ya usadas): carbono. sacarosa (carbohidrato. Papel de filtro: celulosa. 34. Dextrosa: glucosa (carbohidrato.Manual de actividades experimentales de Química 25. Ácido sulfúrico.10. Salgado Labrada # de actividades 2 2 3 3 5 5 13 1 11 4 2 2 5 5 2 7 2 3 1 2 4 1 7 2 1 1 3 2 2 11 3 1 1 208 . Inventario de reactivos químicos utilizados en la ejecución de las actividades experimentales descritas en este manual No 1 Reactivo Acetato de amonio 2 3 4 Acetato de calcio Acetato de sodio Acetona 5 6 7 Ácido nítrico Ácido acético Ácido clorhídrico 8 9 10 Ácido salicílico.Manual de actividades experimentales de Química 11. Almidón soluble 11 12 13 Aluminio polvo Benceno Bicarbonato de sodio 15 16 17 Bromotimol azul Bromuro de potasio Cal sodada 18 20 21 Carbón activado Carbonato de calcio Carbonato de sodio 23 24 26 Ciclohexano Cinc granallas Cloroformo 27 28 29 Cloruro de amonio Cloruro de bario Cloruro de calcio 30 31 32 Cloruro de cobre (II) Cloruro de hierro (III) Cloruro de magnesio 33 34 35 Cloruro de potasio Cloruro de sodio Cobre metálico granulado 36 37 Cobre metálico polvo Dibromo Raúl A. Salgado Labrada 4 8 1 2 2 7 2 6 2 2 3 2 2 209 .Manual de actividades experimentales de Química 3 3 1 38 39 Dicromato de potasio Estaño metálico granulado 40 41 42 Etanal Etanol fenoltaleína 43 44 45 Glicerina Hexano Hidróxido de aluminio 46 47 48 Hidróxido de amonio Hidróxido de bario Hidróxido de calcio 49 50 51 Hidróxido de cinc Hidróxido de hierro (III) Hidróxido de potasio 52 53 54 Hidróxido de sodio Hierro en polvo Indicador universal 7 1 2 55 56 57 Magnesio cinta Magnesio polvo Metanol 2 2 2 58 59 60 Metilnaranja Metilrojo Nitrato de amonio 7 7 1 61 62 63 Nitrato de cobre (II) Nitrato de plata Nitrato de Plomo (II) 5 3 1 64 65 66 Óxido de calcio Óxido de cinc Óxido de cobre (II) 2 1 1 67 68 69 Óxido de manganeso (IV) Parafina Permanganato de potasio 4 2 10 70 71 72 Peróxido de hidrógeno Peróxido de sodio Rojo congo 2 2 2 73 Sacarosa 74 Sulfato de calcio Raúl A. Salgado Labrada 210 .Manual de actividades experimentales de Química 75 76 Sulfato de cinc Sulfato de cobre (II) 3 11 77 78 79 Sulfato de hierro (II) Sulfato de magnesio Sulfato de magnesio 1 1 1 80 82 84 Sulfato de níquel (II) Sulfato de sodio Sulfuro de potasio 1 1 2 85 86 Tartrato potasio y sodio Tiocianato de amonio 1 1 87 Tiosulfato de sodio 2 88 89 90 Tornasol azul Tornasol rojo Urea 5 5 1 91 92 93 Xileno Yoduro de potasio Zeolita 1 3 1 Raúl A. 1992. Versión digital 2013. Versión digital 2010. Editorial Pueblo y Educación. Octavo grado. Química. 25. 12. COLECTIVO DE AUTORES. 9. La Habana. La Habana. 6. Química. ________.2006.1982. 21. Décimo grado. Editorial Pueblo y Educación. La Habana. Editorial Ciencia y Técnica. 23. Doce grado. 5.V. DAVID. Editorial Pueblo y Educación. 10. 24. La Habana. Química. 13. ________. Química general moderna. 2. Editorial Mir. Editorial Pueblo y Educación. La Habana. 7. 19. Raúl A. H. Química. Editorial Pueblo y Educación. Química inorgánica. ________. Química general superior. La Habana. E. Editorial Pueblo y Educación. 15. Parte 2. Editorial Pueblo y Educación. 22. Geoquímica recreativa.1989. Editorial Mir. A. Editorial Pueblo y Educación. Química. La Habana.1979. La Habana. Editorial Pueblo y Educación.1979. 1968. Parte 2. dirección y operaciones fundamentales en el laboratorio de Química. CUERVO CASTRO. 4. 3. Química. Onceno grado. Nomenclatura química. Química. La Habana. Editorial Pueblo y Educación.1990. Primera parte. ________. Doce grado. FERSMAN. LARA PIÑEIRO. La Habana. Moscú. L. Editorial Mir. Décimo grado.1988. La Habana. Segunda parte. Actividades prácticas. 11.1984. R. Editorial Pueblo y Educación. ________. Enciclopedia Encarta Oremiun. Organización. y otros. Editorial Pueblo y Educación.1991. HERNÁNDEZ-PILOTO. Moscú. Editorial Pueblo y Educación.1988. Química. ________. J. Editorial McGraw-Hill.2002. Química. 14. ________. Salgado Labrada 211 .1977. 1968. ________. ________. Química. JODAKOV. La Habana. Editorial Pueblo y Educación. Química inorgánica. ________. YU. GRAU CAIRO.1991. BABOR-IBARZ. Química II. Química. Moscú. 18. La Habana. México D. Tomos I y II. ________. CHANG.1977. 20. Química.Manual de actividades experimentales de Química Bibliografía 1. Secundaria Básica. Parte 1. Química. HEDESA PÉREZ y otros. La Habana. Parte 1. Editorial Pueblo y Educación. 16. Química: una ciencia experimental. ________. 1996. Noveno grado. Editorial Félix Varela. A. La Habana.1986. Secundaria Básica. Secundaria Básica. Onceno grado. 8. Parte 1.F. una ciencia experimental. Guía para el profesor. La Habana. Editorial Pueblo y Educación.1991. La Habana.1991. M.1991. La Habana.1979. 17. ________ Enciclopedia libre Wikipedia. La Habana. Editorial Ciencia y Técnica. Doce grado. Química. ________. Curso facultativo de química. _______. La Habana. Los metales: selección de temas. Editorial Pueblo y Educación.1987. _______. Raúl A. S. La Habana. W. 43. NEKRASOV. 42. 38. Editora del Ministerio de Educación. _______.Orientaciones metodológicas complementarias de Química duodécimo grado.1991.1985. Orientaciones metodológicas de Química octavo grado. Editorial Pueblo y Educación.Orientaciones metodológicas de Química décimo grado. La Habana. Editorial Pueblo y Educación. Química general.1981. La Habana. 31. Química general. La Habana. Editorial Pueblo y Educación. 41. 1964. La Habana. _______.1980.1987.1988. 33. 35. Química general. Software educativo Redox. La Habana. LEDÓN RAMOS. Editorial Pueblo y Educación. Programa y orientaciones metodológicas. En soporte digital. Editorial Pueblo y Educación. La Habana. MESA GARCÍA. 2005. Editora Nacional de Cristalizadora. Salgado Labrada 212 . Prácticas de Química general y química orgánica. 40.1991. Editorial Alambra. Química general superior.1979. La Habana. 37. _______. 44. 28. _______ y otros. La Habana. _______.Orientaciones metodológicas de Química onceno grado. _______. La Habana. E. La Habana. 27. Editorial Pueblo y Educación.1983. 39. La Habana. MINCHENKOV. Editorial Pueblo y Educación. Editorial Pueblo y Educación. MINED.1986. _______.Orientaciones metodológicas de Química onceno grado. Madrid. Editorial Pueblo y Educación.1976.1979. Colección Futuro.Orientaciones metodológicas de Química duodécimo grado. R. _______. La Habana.Orientaciones metodológicas complementarias de Química décimo grado. La Habana.1991. Editorial Pueblo y Educación. LUDER.Orientaciones metodológicas de Química noveno grado. LEÓN AVENDAÑO. E.1985.1976. E. 29. Editorial Pueblo y Educación. Editorial Mir.1997. 46. La Habana.Manual de actividades experimentales de Química 26.V. Editorial Pueblo y Educación. Editorial Pueblo y Educación. La creatividad en las actividades prácticas.Orientaciones metodológicas complementarias de Química onceno grado. LEÓN RAMÍREZ.A. La Habana. B. Editorial Pueblo y Educación. Editorial Pueblo y Educación.F y otros. F. La Habana. 34. _______ y otros. _______. _______. 36.1992. Editorial Pueblo y Educación. 30. Algunas cuestiones sobre la metodología de la enseñanza de la Química. 45.Orientaciones metodológicas de Química octavo grado.1992. La Habana.Orientaciones metodológicas de Química noveno grado. 32. R. 51. La Química: un universo a tu alcance. SÁNCHEZ VARONA.1988. Trabajos de laboratorio de Química General e Inorgánica. Z. Salgado Labrada 213 .Manual de actividades experimentales de Química 47.1976. PAULING. Editorial Revolucionaria. Editorial Mir. 53.1984.J.1989. Editorial Ciencia y técnica. Química FOC.1977. O. La Habana. La Habana.1986. La Habana. Actividades prácticas. PICHS PARET.1965. 48. 49. La Habana. Moscú.1986. La Habana. PÉREZ SANFIEL. Editorial Mir. Editorial Pueblo y Educación. Editorial Pueblo y Educación. G. 52. V. Moscú. Técnicas de seguridad. Prácticas de Química general. F. Editorial Científico-Técnica. VASILIEVA. PONJUAN. Química. Raúl A. Editorial Pueblo y Educación. 54. L. Madrid. A.G. 50. SEMISHIN. M. 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