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ESI


MANUAL DE PRACTICAS DE LABORATORIO DE QUIMICA
ALUMNO:

PAGINA: / 39









  1. ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA

    MANUAL DE PRACTICAS DE LABORATORIO DE QUIMICA

    ALUMNO:




    PAGINA :

    GRUPO:




    EQUIPO NO:







    MATERIA:




    1 / 5

    FECHA:











    INDICE:
    I. GENERALIDADES Pág. 2
    II. PRACTICA 1: SEGURIDAD Pág. 5
    III. PRÁCTICA 2: OPERACIONES BASICAS DE LABORATRIO Pág. 10
    IV. PRÁCTICA 3: SOLUCIONES Pág. 20
    V. PRÁCTICA 4: REGLA DE DILUCIÓN Pág. 27
    VI. PRÁCTICA 5: DETERMINACIÓN DE pH Pág. 29
    VII. PRÁCTICA 6: VRAJE DE INDICADORES Pág. 33
    VIII. PRÁCTICA 7: TITULACIÓN DE ÁCIDOS CON BASES Pág. 37

    Elaboró: I.Q. Eduardo Abraham Anthor Nieva


    GENERALIDADES




  1. Objetivo General

El presente manual de prácticas de laboratorio tiene como objetivo ser una guía al alumno del procedimiento a seguir en las prácticas de laboratorio para la materia de química, así como, dejar constancia de la actividad realizada, siendo este el reporte final de Laboratorio.




  1. Instrucciones

El alumno presentará la siguiente clase posterior a la práctica el presente manual de prácticas impreso, el cual será llenado a mano con la información requerida, tales como observaciones, datos, diagramas, investigación, citas textuales, etc.




  1. Normas generales de seguridad.

Con la finalidad de evitar accidentes:



  1. Los alumnos deberán utilizar durante el tiempo de permanencia en el laboratorio su bata de laboratorio, franela para limpieza, guantes y anteojos de protección, en caso de requerirse.

  2. Localizar el botiquín de primeros auxilios en un lugar accesible y deberá contar con material de curación y sustancias medicinales.

  3. Verificar el funcionamiento adecuado de la campana extractora de gases y que exista una ventilación adecuada en el laboratorio.

  4. Localizar los extintores de incendio y verificar que se encuentren siempre con la carga adecuada y en buen estado de funcionamiento.

  5. Nunca fume o ingiera alimentos en el laboratorio, porque es frecuente trabajar con sustancias inflamables o tóxicas.

  6. Cualquier distracción produce errores o accidentes.

  7. Informe inmediatamente al profesor de laboratorio de cualquier accidente por mas leve que parezca.

  8. Nunca pruebe ni huela las sustancias químicas, a menos que el proceso lo señale.

  9. La manipulación de ácidos concentrados debe efectuarse dentro de la campana de extracción, para evitar salpicaduras que puedan afectar a uno mismo o a sus compañeros;

  10. Cuando trabaje con sustancias orgánicas, evite el uso de ácido perclórico. Para medir volúmenes de ácidos o bases concentrados, use probetas o buretas, nunca pipetas.

  11. Nunca mezcle las sustancias químicas a menos que el procedimiento lo señale.

  12. Cuando prepare soluciones de sustancias químicas, no altere la técnica establecida para ello. Una vez preparada la solución, etiquétela indicando composición, concentración, fecha, nombres y número de equipo.

  13. Antes de usar un reactivo químico o una solución lea cuidadosamente la etiqueta para identificar el contenido y tome exactamente la cantidad necesaria y tape el recipiente.

  14. En caso de salpicadura de un ácido o una base en la piel o en la bata, enjuáguelo inmediatamente durante 15 minutos.

  15. Al dejar de usar los reactivos o soluciones, regréselos a su lugar de almacenamiento; esto facilitará su trabajo experimental y el de sus compañeros; tenga siempre su mesa de trabajo con el mínimo de riesgos potenciales; en caso de ensuciarse la mesa, límpiela inmediatamente con la franela húmeda.

  16. Cuando utilice materiales y aparatos especiales y de uso general, entréguelos limpios al instructor; la balanza, por ningún motivo, se debe mover de posición o lugar.

  17. Deseche todas las sustancias siguiendo las indicaciones del instructor.

  18. Cuando se calientan soluciones o sustancias que desprenden gases corrosivos o tóxicos, debe usarse la campana de extracción; el calentamiento de tubos de ensaye se efectúa inclinando el tubo 45 º, en dirección opuesta a la que se encuentren los compañeros de trabajo.

  19. Use las pinzas para manejar objetos y recipientes que hayan sido calentados.

  20. No se debe cambiar por iniciativa propia el sistema que se indica en los experimentos para el calentamiento.

  21. Al encender la flama de un mechero, encienda primero el cerillo y acérquelo a la parte superior del mechero y abra lentamente la válvula del gas. Al iniciar el calentamiento de una sustancia, principie con el mínimo de calor y auméntelo lentamente hasta obtener la temperatura adecuada.

  22. Al terminar la práctica, lávese las manos.

  23. El alumno observará con atención la demostración del experimento que efectúe el profesor, así como las instrucciones especiales que le sean dadas.

  24. En caso de dañar material y/o equipo, deberá ser reemplazado en un plazo máximo de una semana por los integrantes del equipo.

  25. Registre inmediatamente después de efectuar la medida, los resultados o datos obtenidos; nunca trate de memorizarlos; use tinta para anotarlos.

  26. Realice los cálculos en los espacios destinados para ello en manual de prácticas; en caso de cometer errores en el registro de datos, cálculos o resultados, nunca borre, sino tache, y al lado escriba los valores correctos.

  27. En caso de que se le soliciten gráficas, figuras o dibujos, hágalos correctamente en el mismo texto de experimentos, usando las escalas apropiadas.

  28. Para evitar errores en las medidas de peso y volumen de las sustancias, procure efectuar esas operaciones siempre a temperatura ambiente.

  29. El manual de prácticas será presentado en forma individual.

  30. Si el material se encuentra aparentemente limpio, lávelo primero con agua de la llave, luego con agua destilada y colóquelo sobre un papel absorbente o en el escurridor.

  31. Si el material no queda perfectamente limpio, use un escobillón y detergente, tallando varias veces sobre las superficies externa e interna del material, lave luego con agua de la llave y posteriormente con agua destilada.



  1. PRACTICA 1: SEGURIDAD




  1. Objetivo

El alumno tomará conciencia acerca de la importancia de la seguridad en el laboratorio, así como los riesgos presentes en el mismo y como conducirse para evitarlos.




  1. Información General

Los laboratorios son lugares en los que se manipulan productos químicos o agentes biológicos peligrosos, lo que sumado a las operaciones específicas que se realizan, hace que normalmente presenten un nivel de riesgo elevado para la salud.


Por sus propias características, el trabajo en el laboratorio presenta una serie de riesgos de origen y consecuencias muy variadas, relacionados básicamente con las instalaciones, los productos que se manipulan y las operaciones que se realizan con ellos. Con respecto a los productos debe tenerse en cuenta que suelen ser muy peligrosos, aunque normalmente se emplean en pequeñas cantidades y de manera discontinua.

En un laboratorio se suelen utilizar productos:



  • Reactivos Químicos Corrosivos.

  • Gases.

  • Sustancias Químicas Tóxicas.

  • Reactivos Químicos.

  • Sustancias Inflamables.

  • Sustancias Biológicas.

  • Sustancias Carcinógenas.

Los principales factores de riesgo en un laboratorio son:

  • Desconocimiento de las características de peligrosidad de las sustancias.

  • Empleo de métodos y procedimientos de trabajo intrínsecamente peligrosos.

  • Malos hábitos de trabajo.

  • Empleo de material de laboratorio inadecuado o de mala calidad.

  • Instalaciones defectuosas.

  • Diseño no ergonómico y falta de espacio.

  • Contaminación ambiental.

De una manera general, las acciones preventivas para la minimización de los riesgos causados por estos factores son:

  • Disponer de información sobre las características de peligrosidad de las sustancias.

  • Disponer de la adecuada información para realizar el trabajo de manera segura.

  • Adquirir y mantener buenas prácticas de trabajo.

  • Trabajar con material suficiente y adecuado a las necesidades y en buen estado.




  1. Cuestionario




    1. Escriba su propia definición de accidente y consecuencias.



    1. De 3 ejemplo de accidentes más comunes en laboratorio.



    1. De acuerdo con las preguntas anteriores, mencione cinco formas de prevenir riesgos y accidentes.



    1. ¿Qué tipos de fuego existen, según el agente que lo provoca, cuál es este agente y dé ejemplos?



    1. Mencione 4 formas de extinguir un incendio.



    1. ¿Que instrucciones deben seguirse en caso de incendio?



    1. ¿Qué son las características de peligrosidad (CRETIB)?. Mencione dos ejemplos de cada característica.




    1. Indique el equipo de protección personal que debe usarse y en que casos en el laboratorio.



    1. ¿Con qué equipo de reducción de riesgos de trabajo cuenta el laboratorio? Mencione al menos 4?



    1. Mencione las medidas de seguridad que deben observarse durante el trabajo en el laboratorio.




    1. ¿Por qué es necesario realizar un registro de los datos manejados y obtenidos de un experimento?



  1. PRACTICA 2: OPERACIONES BÁSICAS DE LABORATORIO




  1. Objetivo

El alumno se adiestrará en algunas técnicas usuales en el laboratorio de química, tales como la filtración, destilación y evaporación de soluciones.




  1. Información General

En el estudio experimental de las propiedades químicas de las sustancias y de sus reacciones se usan diferentes técnicas, entre las cuales destacan la filtración, evaporación, destilación, y sublimación.


La filtración es una técnica que consiste en separar sólidos de líquidos por medio de una membrana semipermeable.
La sublimación es una técnica de separación de sólidos, uno de los cuales no se funde sino pasa del estado sólido al gaseoso.
Principio de la destilación
En un líquido las moléculas están en constante movimiento y tienen una tendencia a escapar de la superficie aún a temperaturas menores del punto de ebullición. Cuando un líquido se encuentra en un espacio cerrado, la presión ejercida por las moléculas gaseosas se incrementa hasta alcanzar el valor de equilibrio a una temperatura dada. La presión de equilibrio es conocida como la presión de vapor y es una constante característica del material a una temperatura específica. Aunque la presión de vapor varía ampliamente para los diferentes materiales, ésta siempre se incrementa conforme se aumenta la temperatura y comúnmente se expresa en mm de Hg.
Punto de ebullición y temperatura de ebullición.-El punto de ebullición de un líquido es definido como la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión externa. Por convención, los puntos de ebullición reportados en la literatura científica están indicados, a una presión externa de 1 atm. La temperatura de ebullición es la temperatura real observada cuando ocurre la ebullición y es generalmente a pocas centésimas o décimas de grado arriba del punto de ebullición verdadero, debido a las dificultades experimentales involucradas en la medición.
Destilación.- La destilación es un proceso de separación de mezclas constituidas de componentes líquidos o soluciones que se basa en la diferencia de las presiones de vapor de los componentes a una temperatura dada y por tanto en la divergencia de sus puntos de ebullición. El proceso consiste en calentar la mezcla líquida y condensar el vapor que se desprende durante dicho calentamiento, de tal manera que el condensado (destilado) se colecte en un recipiente por separado, esta porción destilada será más rica en el componente más volátil que la solución de partida.
La destilación presenta algunas variantes, entre las que podemos citar a la destilación simple, fraccionada, por arrastre de vapor y destilación al vacío.
La primera consiste en un solo ciclo de evaporación-condensación, como es lógico este tipo de destilación solo es adecuada para conseguir la separación de dos componentes con puntos de ebullición muy distintos. Cuando la ebullición de los compuestos de una mezcla se presenta a temperaturas muy cercanas se puede usar la destilación fraccionada, en la que se presentan ciclos múltiples de condensaciones y evaporaciones, esto se puede lograr usando una columna vertical empacada con vidrio o una columna Vigraux.



  1. Materiales


Cantidad Equipo__________________________________

- Arena de playa

1 Vaso de precipitado de 100 mL

1 Balanza

1 Embudo de vidrio

2 Soporte Universal

1 Anillo para soporte universal

1 Papel filtro

1 Tijeras

1 Pipeta

1 Cápsula de porcelana

1 Agitador de Vidrio

1 Tela de asbesto

1 Mechero de bunsen

1 Matraz de destilación

1 Matraz erlenmeyer

1 Refrigerante

1 Pinza para refrigerante

1 Pinza para matraz de destilación

1 Probeta graduada

1 Termómetro 120°C

1 Tapón para termómetro

1 Tapón conector de matraz de destilación a condensador

- Perlas de vidrio





  1. Reactivos




  1. Agua destilada

  2. Permanganato de potasio




  1. Procedimiento



NOTA: Es importante que durante el desarrollo de la práctica anote todas las observaciones, mediciones, temperaturas, pesos, etc. de la actividad que realiza en la sección de Notas y Observaciones de cada práctica, con la finalidad de que analice la información para poder emitir conclusiones sobre la práctica realizada.


E.1) Filtración.

MATERIAL

ACTIVIDAD

Vaso de precipitado de 100mL

  1. PESAR un vaso de precipitado seco de 100 mL.

Arena de playa

Agua destilada

Balanza


  1. PESAR 5 gr de arena de playa en el vaso de precipitado seco de 100 mL Y AGREGAR 30 mL de agua destilada.

Embudo de vidrio

Soporte universal con anillo



Vaso de Precipitado de 100 mL

  1. COLOCAR un embudo de vidrio en un soporte con anillo Y COLOCAR debajo de embudo un vaso de precipitado de 100 mL.




Papel filtro

  1. PREPARAR un papel filtro de acuerdos a las siguientes indicaciones:

Tijeras

    1. CORTAR el papel filtro con un diámetro mayor a la boca superior del embudo.




    1. DOBLAR el círculo de papel filtro por la mitad.




    1. DOBLAR nuevamente el papel por la mitad.




    1. ABRIR el papel.




    1. COLOCAR el papel en el embudo.



NOTA: El papel filtro debe quedar completamente adherido a la superficie interior del embudo sin que se observen burbujas de aire.



MATERIAL

ACTIVIDAD

Piseta

  1. HUMEDECER el papel filtro con agua destilada utilizando una piseta y presiónelo contra las paredes del embudo.
MATERIAL

ACTIVIDAD

Cápsula de porcelana

  1. PESAR una cápsula de porcelana seca y limpia y colóquela debajo del embudo.

Agitador de vidrio

  1. AGITAR el vaso de precipitado que contiene la arena, utilizando un agitador de vidrio.




  1. VERTIR el contenido del vaso de precipitado en el embudo, colocando el agitador en el pico del vaso de precipitado. Ver la figura:




Pisieta

  1. LAVAR el vaso de precipitado con agua destilada cuantas veces sea necesario haciendo pasar el agua de lavado por el filtro.

Piseta

  1. LAVAR varias veces con agua destilada el residuo que se encuentra en el filtro.


E.2) Evaporación.

MATERIAL

ACTIVIDAD

Mechero de bunsen

Tela de asbesto



  1. COLOCAR la cápsula de porcelana en un soporte con tela de asbesto Y CALENTAR suavemente con un mechero de bunsen hasta que se evapore toda el agua.

Bascula


  1. ENFRIAR la cápsula Y PESAR la cápsula.







  1. REPETIR el paso anterior hasta que obtenga un peso constante.






  1. Registro de Datos

Peso del vaso de precipitados, P1:___________________ gramos


Peso del vaso de precipitados con arena, P2:___________________ gramos
Peso de la arena = P2 - P1:___________________ gramos
Peso de la cápsula, P3:___________________ gramos
Peso de la cápsula mas el residuo, P4:___________________ gramos
Peso del residuo, = P4 - P3:___________________ gramos



  1. Notas y Observaciones




  1. Anote sus observaciones con respecto a la práctica realizada.



  1. Cuestionario




  1. Basándose en sus observaciones y resultados, explique si la arena contenía sustancias solubles en agua.




  1. ¿Qué color tenía el agua del filtrado, era turbia, se observaron residuos?



  1. ¿Cuantos gramos de sólidos disueltos contenía la muestra de arena de playa?



  1. ¿Calcule el porcentaje de sólidos solubles en agua de la muestra de arena de playa?


E.3) Destilación.

MATERIAL

ACTIVIDAD

Matraz de destilación.

Permanganato de potasio

Perlas de vidrio


  1. AGREGAR 50 mL de agua de la llave a un matraz de destilación, unos cuantos cristales de permanganato de potasio y algunas perlas de vidrio.

Dos soportes universales

Refrigerante

Una pinza para refrigerante

Una pinza para matraz de destilación

Termómetro 120°C

Tapones (conectores)

Matraz erlenmeyer

Mechero de bunsen





  1. MONTAR el equipo de destilación como se muestra en la figura







  1. CALENTAR el matraz hasta obtener una ebullición moderada y constante del agua coloreada por el permanganato de potasio y colecte en el matraz erlenmeyer aprox. 10 mL de agua destilada.




  1. SUSPENDER el calentamiento, anote y explique sus observaciones.




  1. Registro de Datos




  1. Registre los datos de la práctica, tales como temperatura, volumen destilado, tiempo de destilación, color de la dilución de permanganato de potasio, tiempo de calentamiento, tiempo de ebullición, etc.



  1. Notas y Observaciones



  1. Cuestionario




  1. ¿Qué es la destilación?



  1. ¿En qué casos se utiliza la destilación simple y en cuáles la fraccionada?



  1. ¿Todas las mezclas de líquidos se pueden separar por destilación?



  1. ¿Se cumplieron los objetivos de la práctica?




  1. PRACTICA 3: SOLUCIONES




  1. Objetivo

El alumno aprenderá a prepara disoluciones, así como la terminación de la concentración de las mismas en soluciones sólido-líquido y líquido-líquido.




  1. Información General

Las soluciones o disoluciones son sistemas o mezclas homogéneas y se forma una disolución cuando una sustancia se dispersa de manera uniforme en otra; a la sustancia que se encuentra en menor medida se le llama soluto y la que se encuentra en mayor presencia se le llama solvente.


La cantidad de soluto en una disolución se puede cuantificar a través de la concentración y las unidades de concentración principales usadas en las soluciones son la molaridad, molalidad, % peso (m/m), % peso en volumen (m/v), normalidad y % volumen en volumen (v/v).
Normalidad = equivalentes de soluto / litro de solución
Para calcular los equivalentes de soluto se debe tener en cuenta que tipo de sustancia se tiene, si es un ácido, base o sal.

  • Si fuera un ácido, cada mol liberará tantos equivalentes ácidos como H+ tenga:

HCl: 1 H+ / mol = 1equivalente / mol

H2SO4: 2 H+ / mol = 2 equivalentes / mol




  • Si se tratara de una base, cada mol liberará tantos equivalentes como OH- tenga:

NaOH: 1 OH- / mol = 1 equivalente / mol

Ca(OH)2: 2 OH- / mol = 2 equivalentes / mol




  • Si fuera una sal, la cantidad de equivalentes por mol será igual a la carga total positiva o negativa.

Na2S: 1+ x 2 = 2 (del sodio) = 2 equivalentes / mol

Al2S3: 3+ x 2 = 6 (del aluminio) = 6 equivalentes /mol


Para saber cuantos equivalentes se tienen en una determinada masa de soluto, se deben seguir los siguientes pasos:

  1. Identificar que tipo de sustancia es y en base a ello cuantos equivalentes se tienen por cada mol.

  2. Utilizando el peso molar, hallar el peso de cada equivalente: peso equivalente.

  3. Con el peso equivalente, averiguar cuantos equivalentes hay en la masa dada.

    Ejemplo:
    Se tienen 5 gramos de AlF3 en 250 ml de solución, ¿cuál será la Normalidad?





Es una sal y como el aluminio tiene carga 3 y tenemos solo 1, la carga total + será 3, por lo que cada mol dará 3 equivalentes.

Peso Molar: 27 + 19x3 = 84 g / mol, ahora bien si cada mol da 3 equivalentes, el peso de cada uno de ellos será PM / 3.


Peso Equivalente; (84 g/mol) / (3 equivalentes/mol) = 28 g/equivalente


Para hallar los equivalentes existentes en 5 gramos de sustancia, se debe considerar cuántos gramos tiene cada equivalente (Peso Equivalente)


5 g : 28 g / equivalente = 0,18 equivalentes

Por último si se conoce el volumen final de solución se puede calcular la NORMALIDAD.

Ejemplo:
Para 250 ml (0,25 l) se tendría:

NORMALIDAD = equivalentes soluto / litro solución = 0,18 eq / 0,25 l = 0,72 N




  1. Materiales


Cantidad Equipo_____________________________________________

1 Balanza

1 Vaso de precipitado de 200 ml

1 Agitador

2 Matraz aforado de 250 mL

2 Pipeta graduada

1 Cucharilla o espátula

1 Vidrio de reloj

- Masking-tape

- Marcador





  1. Reactivos




  1. Ácido Clorhídrico, HCl, de concentración 35%

  2. Hidróxido de Sodio, NaOH, en presentación de lentejas.

  3. Agua destilada



  1. Procedimiento



E.1) Preparación de una disolución de 0.25 L de 0.1 N de hidróxido de sodio, NaOH.

NOTA: Para preparar una disolución de una sustancia de concentración determinada es necesario seleccionar el disolvente, en este caso agua destilada y calcular teóricamente la cantidad de sustancia o soluto a pesar para obtener la concentración deseada. La concentración de la disolución a preparar es expresada en Normalidad.


Material

ACTIVIDAD




  1. CLACULAR la cantidad de NaOH en gramos que hay que pesar para preparar 0.25 L de una solución 0.1 N.

Balanza

NaOH


Vidrio de reloj

Cucharilla o espátula



  1. PESAR el NaOH en la balanza utilizando una cucharilla o espátula para tomar el NaOH y un vidrio de reloj para pesarlo, considerar la tara de la balanza.


ADVERTENCIA

Las lentejas de NaOH reaccionan exotérmicamente con la humedad, por lo que se deben de manejar con precaución ya que pueden generar quemaduras al contacto con la piel.




Material

ACTIVIDAD

Vaso de precipitado 200 ml.

Agua destilada

Agitador


  1. DISOLVER en un vaso de precipitado el NaOH previamente pesado con 100 mL de agua destilada.

Matraz aforado de 250 mL

  1. VERTIR la disolución anterior en un matraz aforado.

Agua destilada

Pipeta graduada



  1. AÑADIR agua destilada hasta estar próximo al enrase Y USAR una pipeta graduada para llenar el matraz aforado de 250 mL hasta el enrase.

Masking-tape

Marcador


  1. IDENTIFICAR la solución con masking-tape y marcador con su nombre y concentración.

E.2) Preparación de una disolución de 0.25 L de 0.1 N de ácido clorhídrico, HCl.

NOTA: Cuando los líquidos don miscibles entre sí se produce una solución líqudo-líqudo. El líquido que se encuentra en mayor proporción es el solvente y el que se encuentra en menor proporción es el soluto. Requerimos calcular los gramos necesarios de soluto de HCl para prepara la disolución de 0.25L de concentración 0.1 N, en este caso como el soluto es líquido con el dato de densidad obtendremos el volumen requerido.


Material

ACTIVIDAD




  1. CLACULAR el volumen de HCl de concentración del que se necesita para preparar 0.25 L de una disolución de 0.1 N.



ADVERTENCIA

El uso de pipeta para succionar líquidos siempre debe ser usada con una perilla NUNCA se debe usar la boca para succionar cualquier sustancia, de lo contrario puede procarse quemaduras al tractodigestivo irreversibles.




Material
ACTIVIDAD

Pipeta

Perilla


  1. TOMAR el volumen de HCl de la botella de ácido comercial con una pipeta mediante la succión de una perilla.

Matraz aforado de 250 mL

  1. TRASPASAR el volumen de ácido de la pipeta en un matraz aforado de 0.25 L.

Agua destilada

Pipeta graduada



  1. AÑADIR agua destilada hasta estar próximo al enrase Y USAR una pipeta graduada para llenar el matraz aforado de 250 mL hasta el enrase con agua destilada.

Masking-tape

Marcador


  1. IDENTIFICAR la solución con masking-tape y marcador con su nombre y concentración.


  1. Notas, Observaciones y Cálculos




  1. Realiza las anotaciones de los cálculos de Normalidad de las Actividades 1 de los incisos E.1 y E.2, así como las observaciones de las actividades realizadas.



  1. Cuestionario

  1. Calcule el volumen de HCl que necesita para preparar 500 mL de una solución 0.1N



  1. Explique el proceso a seguir para preparar la solución a anterior, especifique el material y reactivos que necesita.



  1. Si en lugar de ácido clorhídrico utiliza ácido nítrico, cuantos mL del mismo necesita tomar para preparar 1L de una solución de ácido nítrico de concentración 0.1N.

Datos del envase del reactivo de pacido nítrico:

Concentración = 65% m/m

Densidad = 1.4 g/mL

¿Cuántos mL de ácido nítrico se necesitan para preparar 0.25 L de una solución de ácido nítrico de concentración 0.1N?




  1. PRACTICA 4: REGLA DE DILUCIÓN



  1. Objetivo

El alumno aprenderá a usar la regla de dilución para preparar disoluciones a partir de una disolución de concentración conocida.




  1. Información General

Si contamos con una disolución de concentración conocida (solución 1) podemos diluirla con agua destilada para preparar una nueva solución que tenga una concentración menor y deseada (solución 2). En el laboratorio es frecuente almacenar soluciones concentradas con el fin de ahorrar espacio y tiempo en las operaciones de laboratorio.

La fórmula para preparar disoluciones a partir de otra es:

V1 X C1 = V2 X C2

Donde:

C = concentración de la disolución, en cualquier unidad, ej. M, m, n, % m/m, etc.



V = volumen


  1. Materiales


Cantidad Equipo_____________________

1 Pipeta

1 Perilla

1 Probeta graduada de 100 mL.




  1. Reactivos

  1. Agua destilada


  1. Procedimiento



E.1) Preparación de una disolución de 100 mL de NaOH 0.05N

Material

ACTIVIDAD




  1. Usando la solución de NaOH 0.1 N preparada en la práctica No. 4 CLACULAR teóricamente el volumen de NaOH de concentración 0.1 N que se necesita para preparar 0.1 L de una solución de 0.05 N.

Pipeta

Perilla


  1. TOMAR con una pipeta y perilla el volumen calculado de la solución de NaOH, 0.1 N.

Probeta graduada de 100 mL

  1. COLOCAR el volumen en una probeta graduada de 100 mL

Agua destilada

  1. ADICIONAR agua destilada hasta enrasar a 100 mL

Masking-tape

Marcador


  1. ROTULAR la solución correctamente indicando su nombre y concentración.




  1. Notas, Observaciones y Cálculos




  1. Realiza las anotaciones de los cálculos de Normalidad de la Actividad 1.




  1. PRACTICA 5: DETERMINACIÓN DE pH




  1. Objetivo

El alumno aprenderá a usar e interpretar el pH mediante tiras de papel indicador de diversas soluciones.





  1. Información General

El pH es una medida utilizada por la química para evaluar la acidez o alcalinidad de una sustancia por lo general en su estado líquido (también se puede utilizar para gases). Se entiende por acidez la capacidad de una sustancia para aportar a una disolución acuosa iones de hidrógeno, hidrogeniones (H*) al medio. La alcalinidad o base aporta hidroxilo OH- al medio. Por lo tanto, el pH mide la concentración de iones de hidrógeno de una sustancia.


Como cualquier medida, el pH posee una escala propia que indica con exactitud un valor. Ésta es una tabla que va del número cero al catorce, siendo de esta manera el siete el número del medio. Si el pH es de cero a seis, la solución es considerada ácida; por el contrario, si el pH es de ocho a catorce, la solución se considera alcalina. Si la sustancia es más ácida, más cerca del cero estará; y entre más alcalina el resultado será más cerca del catorce. Si la solución posee un pH siete, es considerada neutra. Sin embargo el pH siete neutro se limita con seguridad, tan sólo a las soluciones acuosas, pues las que no son, si no están a una temperatura y presión normal, el valor de la neutralidad puede variar.
Una de las formas más prácticas de medir un pH con un erro de ±1 es utilizando tiras de papel indicadoras de pH, como las mostradas en la figura.



  1. Materiales


Cantidad Equipo________________________________________

3 Tubos de ensaye de 16 X 100 MM

- Papel indicador pH

- Marcador

- Masking Tape

Medidas de tubos de ensayo comunes:




  1. Procedimiento



Material

ACTIVIDAD

Tubos de ensaye de 10 cm de altura

  1. Usando la soluciones preparadas de NaOH, 0.1 N; NaOH 0.05 N y HCl, 0.01N COLOCAR 8 cm de cada una solución en un tubo de ensaye.

Making-tape

Marcador


  1. ROTULAR los tubos de ensaye correctamente indicando el nombre de la solución y concentración.

Papel indicador pH

  1. MEDIR el pH de las tres sustancias con papel indicador de pH.







  1. REGISTRAR los datos de la medición.




  1. Notas y Observaciones




  1. Realiza las anotaciones de la medición de pH de las soluciones.



  1. Cuestionario




  1. ¿Qué relación existe entre pH y acidez?



  1. Cuál sería la concentración de iones hidrogeno en los siguientes pH?

  1. 8.3



  1. 7.2




  1. 6.8




  1. 5.9




  1. 5.0



  1. Encontrar la  H +  de las siguientes soluciones:

  1. HCl 0.001M




  1. H2SO40.01M




  1. HCl 0.02M




  1. H2SO4 0.03M




  1. 500 ml de HCl 0.5M



  1. PRACTICA 6: VIRAJE DE INDICADORES




  1. Objetivo

Observar el viraje de algunos de los indicadores de uso más frecuentes en el laboratorio.





  1. Información General

Los indicadores son sustancias que tienen la propiedad de cambiar de color. Cuando se hallan en presencia de un ácido muestran un color y en presencia de una base otro color, indicando la mayor o menor concentración de iones hidronios, H+. generalmente son sustancias colorantes orgánicas.


El intervalo de pH en que los indicadores cambian de color se llama rango de viraje y es diferente para cada indicador.

  1. Materiales


Cantidad Equipo________________________________________

6 Tubos de ensaye de 16 X 100 MM

- Marcador

- Masking Tape




  1. Reactivos




  1. Fenolftaleína

  2. Rojo de metilo

  3. Azul de bromotinol



  1. Procedimiento



Material

ACTIVIDAD




  1. CONSIDERAR para el experimento las soluciones en los tubos de ensaye previamente preparadas de NaOH, 0.1 N; NaOH 0.05 N y HCl, 0.01N.

Tubos de ensaye

  1. repetir 2 veces la Actividad No. 1 de la práctica 5.

Indicador fenolftaleína.

  1. ADICIONAR al primer set de soluciones unas gotas del indicador fenolftaleína.




  1. OBSERVAR Y ANOTAR sus observaciones y datos.

Indicador azul de bromotinol

  1. ADICIONAR al segundo set de soluciones unas gotas del indicador azul de bromotinol.




  1. OBSERVAR Y ANOTAR sus observaciones y datos.

Rojo de metilo

  1. ADICIONAR al tercer set de soluciones unas gotas del indicador rojo de metilo.




  1. OBSERVAR Y ANOTAR sus observaciones para cada set de soluciones.




  1. Notas y Observaciones



  1. Cuestionario




  1. Complete el siguiente cuadro en base a sus observaciones y explique porque el comportamiento del indicador en cada solución.



SET

SOLUCION

INDICADOR

CAMBIO DE VIRAJE / OBSERVACIONES

EXPLICACIÓN

1

NaOH, 0.1 N

fenolftaleína






NaOH, 0.05 N






HCl, 0.01N






2

NaOH, 0.1 N

azul de

bromotinol








NaOH, 0.05 N






HCl, 0.01N








SET

SOLUCION

INDICADOR

CAMBIO DE VIRAJE / OBSERVACIONES

EXPLICACIÓN

3

NaOH, 0.1 N

rojo de metilo






NaOH, 0.05 N






HCl, 0.01N








  1. PRACTICA 7: TITULACION DE ACIDOS CON BASES




  1. Objetivo

Determinar la concentración de una base, por medio de una reacción de neutralización, con un ácido de concentración conocida (patrón).





  1. Información General

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente en las reacciones acuosas +acido-base se forma agua y una sal, un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH.


HCl (ac) + NaOH (ac) --> NaCl (ac) + H2O (l)
La titulación o también denominada valoración es una técnica usual en química analítica para la determinación de la concentración de sustancias en solución (analito). El conocimiento de esta técnica es esencial en el laboratorio.
El general las titulaciones son ácido-base, en las cuales un ácido reacciona con una base. Pero también pueden ser redox, en las cuales un agente reductor reacciona con un oxidante. En una titulación, el volumen de una de las soluciones es conocido (aunque se desconoce su concentración) y se mide el volumen de otra solución de concentración conocida (solución patrón o estándar) necesario para completar la reacción. La solución que está siendo analizada (concentración desconocida) se denomina analito. Mientras que la solución cuya concentración se conoce y de la cual se utiliza un determinado volumen para que reaccione todo el analito se denomina solución titilante. La determinación de la concentración de una solución a través de la medición de un volumen se denomina análisis volumétrico.

Dado un volumen determinado de una solución ácida, puede determinarse su concentración conociendo el volumen requerido de una solución básica de concentración conocida (solución patrón) para neutralizarlo o viceversa. A este procedimiento se le llama titulación ácido-base.

Para reconocer el punto final de la titulación se puede utilizar un indicador que cambie de color al pasar de una solución básica a una neutra.


  1. Materiales


Cantidad Equipo________________________________________

1 Soporte universal

1 Bureta graduada

1 Pinza para bureta

1 Matraz Erlenmeyer de 100 mL o 250 mL

- Masking Tape

- Marcador



  1. Reactivos




  1. Indicador fenolftaleína



  1. Procedimiento



MATERIAL

ACTIVIDAD

Soporte universal

Pinzas para bureta

Bureta graduada


  1. PREPARA e equipo de titulación como se muestra en la imagen:



MATERIAL

ACTIVIDAD

Bureta

  1. AGREGAR 25 mL de la disolución de ácido clorhídrico 0.1 N preparada en la práctica No. 3 a la bureta la cual será usada como patrón o solución titulante.

Matraz erlenmeyer de 100 o 250 mL

Fenolftaleína



  1. AGREGAR 10 mL de la solución de NaOH de concentración desconocida o a verificar preparada en la práctica No. 3 en un matraz erlenmeyer de 100 o 250 mL. Y AGREGAR dos gotas de fenolftaleína.




  1. INICIAR la titulación descargando gota por gota la solución titulante de HCl HASTA que vire la fenolftaleína a incoloro.




  1. MEDIR el volumen de la solución de HCl consumido para la reacción completa del con el NaOH.




  1. DETERMINAR la concentración del NaOH mediante la regla de la disolución.




  1. Notas, Observaciones y Cálculos




  1. Autoevaluación


Compare el valor obtenido de la concentración de la solución de NaOH que preparó en la práctica No. 3 ¿La disolución de hidróxido de sodio 0.1 N fue preparada adecuadamente? Responda si o no y explique su que fue lo que pasó en caso de no haber obtenido la concentración esperada?

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