Guias laboratorio quimica ii i 2011

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
“FRANCISCO DE MIRANDA”
AREA DE TECNOLOGIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
LABORATORIO DE QUÍMICA II

MANUAL DE PRÁCTICAS DEL
LABORATORIO DE QUÍMICA II.

Octubre, 2010

1

Universidad Nacional Experimental “Francisco de Miranda”
Área de Tecnología, Núcleo “El Sabino”
Departamento de Química.
COORDINACIÓN DE LABORATORIO DE QUÍMICA II
UNIDAD CURRICULAR (U.C.): LABORATORIO DE QUÍMICA II. LAPSO ACADEMICO: III-20010. PROFESORES DE LA U.C:
PLAN DE EVALUACIÓN DE LOS APRENDIZAJES
OBJETIVO DE LA UNIDAD CURRICULAR: Realizar experiencias prácticas de laboratorio relacionadas con la temática abordada en las unidades curriculares Química I y Química II con el
fin de comprobar y afianzar dicha temática.
SEMANA FECHA GRUPO DE PRACTICA NOMBRE DE LA PRACTICA TIPO DE EVALUACION OBSERVACIONES
TRABAJO Nº
1 09/05/11 al - - Continuación de
13/05/11 inscripciones
16/05/11 al - Sesión introductoria
2 20/11/11
23/05/11 al AyB 1
Introducción al Trabajo de Laboratorio
3 27/05/11
PRÁCTICA N° 1.
30/05/11 al AyB 2
 Examen pre-laboratorio 30%
4 03/06/11
Curva de solubilidad del clorato de
potasio (KClO3)  Examen post-laboratorio
5 06/06/11 al A
3Y4 Determinación de la masa molar de un soluto no volátil utilizando 40%
10/06/11
propiedades coligativas
6 13/06/11 al Determinación de la masa atómica del Zinc (Zn)  Trabajo de Laboratorio 20 %
17/06/11 B
20/06/11 al
24/06/11 A 5
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Preparación y Valoración de Soluciones
27/06/11 al B

8 01/07/11
PRÁCTICAS N° 2-8
AyB Aspectos Cualitativos del Equilibrio químico
6  Examen pre-laboratorio 20%
9 04/07/11 al
08/07/11  Trabajo de Laboratorio 20%
10 11/07/11 al A
15/07/11 7 Oxidación-Reducción (Permanganometría)  Examen post-laboratorio

11 18/07/11 al 30%
22/07/11 B

12 25/07/11 al  Informe 30%
- - Entrega calificaciones Definitivas
29/07/11
13 01/08/11 al
05/08/11
OBSERVACIONES: El número de prácticas así como el nombre de la práctica, varía con cada período académico y depende de la extensión de este y de la disponibilidad
de reactivos y equipos de laboratorio. Coordinador: Prof. Emilio Morón

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Descripción de cada Evaluación por Práctica:

 Pre-Laboratorio: Consiste en una prueba escrita que se realiza al inicio de cada
práctica con una duración de 10 a 15 minutos, que consistirá en preguntas referentes
a la información previa de cada práctica a realizar, tales como objetivos, aspectos
teóricos, procedimientos, medidas de seguridad para la ejecución de la práctica.

 Post-Laboratorio: consiste en una prueba escrita que se realiza al finalizar cada
práctica, con una duración de 10 a 15 minutos, en ella se evaluara la comprensión de lo
relacionado a los experimentos realizados y al fenómeno observado.

Trabajo de Laboratorio: Es una evaluación individual que registra la puntualidad,
disponibilidad para el trabajo, cumplimiento de normas, habilidades y destrezas y
capacidad de trabajo en equipo.

Informe: son trabajos desarrollados con el fin de presentar los resultados y conclusiones
de cada práctica. Se debe entregar de 3 a 4 días máximo a la ejecución de las
prácticas, uno por cada equipo de trabajo.

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REGLAMENTOS DE LABORATORIO.
1. Se exige puntual asistencia a la hora fijada para el comienzo de la práctica.
2. Es obligatorio el uso de bata, zapato cerrado y pantalón largo para entrar al
laboratorio.
3. Es obligatorio el uso de la guía para realizar el trabajo de laboratorio. El estudiante
debe: leer la guía de trabajo práctico, consultar bibliografía y anotar los datos
necesarios antes de asistir a la práctica.
2. Durante el transcurso de los trabajos prácticos no se permitirá la salida del alumno.
3. Cuando el alumno no pueda asistir por razones justificadas a su grupo de práctica,
deberá notificarlo a su profesor.
4. No ingerir alimentos ni bebidas dentro del laboratorio.
5. Se realizarán evaluaciones en la práctica, para corroborar que el estudiante maneja los
conocimientos básicos necesarios para el desarrollo de la misma (procedimiento,
objetivos, contenidos, muestra de cálculo, etc.)
6. Se debe presentar una hoja de reporte por grupo, en la cual se anotará todos los datos
y resultados experimentales obtenidos en el trabajo de laboratorio.
7. El estudiante debe presentar un informe escrito de los resultados y conclusiones de
sus experimentos por práctica realizada.
8. Los integrantes de cada equipo son responsable del material del laboratorio que se le
suministra. El material perdido o deteriorado deberá ser pagado o repuesto por los
integrantes del equipo. Antes de cada práctica los alumnos deben chequear que el
material de su equipo este completo y en buen estado.
9. Queda terminantemente prohibido estudiar en las horas de prácticas, el alumno que lo
haga será retirado del laboratorio y se pondrá inasistente.

INTRUCCIONES QUE SE DEBEN SEGUIR EN LABORATORIO.
1. Al iniciar las prácticas se formarán los grupos de trabajo, los integrantes de cada
grupo deberán distribuirse el trabajo de manera que todos participen.
2. Mantener su sitio y materiales de trabajo limpios, una vez finalizada la práctica lave
todo el material utilizado.
3. Al utilizar un reactivo, colocarlo nuevamente en su sitio, asegurándose que esté
bien tapado, no confundir las tapas de los diferentes envases para evitar las
contaminaciones.
4. No introduzca las pipetas dentro de los frascos de reactivos o soluciones, lávelas
cuidadosamente cuando las utilice para varios reactivos, y así no contaminar unos con
otros.
5. Cuando arrojes ácidos a los lavaderos, deja correr abundante agua y si se derrama
en los mesones límpielos inmediatamente.
6. Cuando se desechen sustancias sólidas no las arrojes a los lavaderos, siga las
instrucciones del profesor para desecharlas.
7. En caso de producirse cualquier accidente durante la realización del trabajo práctico
notifique de inmediato al profesor.

PRECAUCIONES Y MANIPULACIONES.

 No intente realizar experimentos que no se le haya indicado. El éxito y la seguridad de
los mismos depende de la técnica precisión y responsabilidad con que usted trabaje.
 No coloque material caliente sobre los mesones y asegúrese que esté frío antes de
tomarlo con sus manos.
 Cuando caliente un tubo de ensayo, no lo caliente por el fondo si no por las paredes,
y no lo apunte hacia usted o sus compañeros, ya que puede proyectarse su contenido.

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 Cuando diluya ácidos concentrados vierta el ácido lentamente con agitación sobre el
agua. Nunca haga lo contrario. De esta manera evita el rompimiento del recipiente por
el calor generado en la reacción de hidratación. Esta operación debe hacerse en la
campana extractora de gases o de vapor.
 Si cae en usted o en su ropa material corrosivo, lávese inmediatamente con
abundante agua y avise al profesor.
 Nunca pruebe una sustancia, puede ser venenosa; no debe tomar con las manos las
muestras de reactivos, hágalo con los instrumentos adecuados; si desea percibir el
olor de un líquido o de un gas que se desprende, no acerque la nariz al recipiente,
pase la mano suavemente sobre la boca del recipiente, tratando de formar una
corriente hacia usted.
 Antes de usar un reactivo lea detalladamente la etiqueta para estar seguro de su
contenido.
 Los aparatos o recipientes en los que hay desprendimiento de gases, no deben
cerrarse herméticamente, porque las presiones formadas pueden hacerlos explotar.
 Nunca ponga sustancias directamente en los platillos de la balanza. Pese sobre los
vidrios reloj o en papel. Los líquidos se pueden pesar en los matraces o beaker.
 El material de vidrio que se utiliza para los experimentos donde hay que calentar son
los vasos de precipitado, tubos de ensayos y ocasionalmente fiolas o erlenmeyer,
nunca caliente material de vidrio templado (balones aforados, matraces, botellas ni
probetas, ya que se rompen fácilmente).
 Para transvasar sólidos gire e incline el frasco, para que la sustancia se acomode en
el interior de la boca del envase y salga con facilidad.
 Para transvasar un líquido a otro envase cuide que la etiqueta quede del lado opuesto
por donde verterá la solución, de modo que si gotea no la dañe. Nunca introduzca
pipetas ni ningún objeto dentro de los frascos de reactivos líquidos. Transfiera primero
la cantidad de líquido necesaria a un vaso precipitado.

Transferencia de un Sólido Transferencia de un Líquido

 Una vez que extrae un compuesto puro de su recipiente original, lo que sobre,
después de utilizarlo no lo regrese al recipiente, puede contaminar el reactivo.
 No sobrellene un recipiente que vaya a ser calentado.
 Es imprescindible el lavado de todo el material que se utiliza para obtener buenos
resultados. Deben enjuagarse con agua de chorro y luego con agua destilada.

NORMAS DE SEGURIDAD PARA LOS LABORATORIOS DE QUÍMICA.

Las medidas de seguridad en los laboratorios son un conjunto de medidas preventivas
destinadas a proteger la salud de los que allí se desempeñan frente a los riesgos propios
derivados de la actividad, para evitar accidentes y contaminaciones tanto dentro como
fuera de su lugar de trabajo.
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El elemento clave es la actitud proactiva hacia la seguridad y la información que permita
reconocer y combatir los riesgos presentes en el laboratorio. Es fundamental la
realización meticulosa de cada técnica, pues ninguna medida, ni siquiera un equipo
excelente puede sustituir el orden y el cuidado con que se trabaja.

Obligaciones de los usuarios del laboratorio:

1. Localice los dispositivos de seguridad más próximos: Estos dispositivos son
elementos tales como extintores, lavaojos, ducha de seguridad, salidas de emergencia,
etc. Infórmese sobre su funcionamiento.
2. Lea las etiquetas de seguridad: Las botellas de reactivos contienen pictogramas y
frases que informan sobre su peligrosidad, uso correcto y las medidas a tomar en caso de
ingestión, inhalación, etc. Algunos aparatos pueden contener información del mismo tipo.
Lea siempre detenidamente esta información y tenga en cuenta las especificaciones que
se señalan en ella.

3. Preste atención a las medidas específicas de seguridad: Las operaciones que se
realizan en algunas prácticas requieren información específica de seguridad. Estas
instrucciones son dadas por el profesor y debe prestarle especial atención.

MEDIDAS DE PRIMEROS AUXILIOS.

1. Cuide sus ojos. Los ojos son particularmente susceptibles de daño permanente por
productos químicos, así como por salpicaduras de partículas por lo cual es obligatorio
usar lentes de seguridad siempre que se esté en un laboratorio.

2. Use guantes: Es recomendable usar guantes cuando se utilizan sustancias corrosivas
o tóxicas. En ocasiones, pueden ser recomendables los guantes desechables.

3. Quemaduras: Las pequeñas quemaduras de primer grado, producidas por material
caliente, baños, placas o mantas calefactoras, etc., se trataran lavando la zona afectada
con chorro de agua fría o incluso en un cubo con agua y hielo durante 10-15 minutos.

Las quemaduras de la piel ocasionadas por sustancias químicas alcalinas lávela con
abundante agua y trate la parte afectada con acido acético diluido al 2%.
Si son ácidos corrosivos la quemadura debe ser tratada con solución de bicarbonato y
luego lavada con abundante agua.

Las quemaduras más graves requieren atención médica inmediata. No utilice pomada
grasa y espesa en las quemaduras graves. Se debe colocar una gasa gruesa por encima
para evitar el contacto con el aire.

4. Actuación en caso de inhalación de productos químicos: Traslade inmediatamente
a la persona afectada a un sitio ventilado y condúzcala al centro médico más cercano.

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AREA DE TECNOLOGIA

Última revisión: Mayo 2009

PRACTICA N° 1

INTRODUCCIÓN AL TRABAJO DE LABORATORIO EN QUÍMICA

I. INTRODUCCIÓN

Las prácticas de química son una parte importante con las que se trata no sólo de aplicar
conocimientos teóricos, sino también de estudiar aspectos no desarrollados en clases de
teoría y que forman parte de los contenidos evaluables de la asignatura. Esta asignatura
experimental configura, junto con el componente teórico de química básica, un bloque con
el que se pretende iniciar al estudiante en la experimentación, reforzándose mediante la
misma, los conceptos primordiales aprendidos en la teoría.

Por tanto, es necesario familiarizar al estudiante con los equipos y materiales de uso
frecuente en el laboratorio, para así aumentar sus competencias y conocimientos que
podrán ser aplicados para optimizar procesos cuya trascendencia va más allá del interés
académico, permitiendo estimular al estudiante por la ciencia experimental.

Esta práctica tiene como finalidad desarrollar en el estudiante hábitos de trabajo seguros,
habilidades para el uso correcto del instrumental de laboratorio, técnicas de uso frecuente,
capacidades de observación, de evaluación de resultados, organización del tiempo y área
de trabajo.

II.-OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Desarrollar habilidades manuales y cognitivas en el uso de materiales, reactivos, equipos
y técnicas dentro del Laboratorio de Química.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

 Aplicar las normas, reglamentos y medidas de seguridad en el laboratorio.
 Manipular los diferentes materiales y equipos de laboratorio.
 Adquirir habilidad en las técnicas establecidas para la manipulación correcta del
material del laboratorio.

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III.- FUNDAMENTOS TEORICOS:

CONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO DE USO FRECUENTE

1. Metálico o de madera: Se usan generalmente como medio de soporte y para
manipular con facilidad otros objetos. Entre ellos están:

Soporte universal: Se utiliza para sujetar anillos y pinzas
Soporte para embudos: Es un soporte especial hecho de madera para colocar
embudos corrientes.
Trípodes: Se emplean en el calentamiento de fiolas, vasos precipitados o
matraces.
Anillo de hierro: Se emplean para soportar balones en el montaje de diferentes
aparatos.
Rejillas metálicas: Generalmente se colocan sobre anillos o trípodes para
calentar recipientes que no van recibir calor directamente. Su parte central está incrustada
de amianto, este material dispersa el calor con uniformidad.
Espátula: Se utiliza para extraer muestras sólidas de los frascos de reactivos.
Pinzas para soporte: Son de metal, por un extremo se sujeta al soporte universal
mediante un tornillo, el otro extremo esta provisto de dos ramas cubiertas de goma para
evitar ruptura del material de vidrio que sostiene.
Pinzas para crisoles: Son de metal, se usan para colocar y retirar objetos que se
han sometido a calentamiento intenso.
Pinza de Mohr: Es una pinza metálica de resorte, se utiliza para interrumpir flujo
de líquido o gas a través de tubos goma (mangueras).
Pinza de Hofman o de tornillo: Tiene la misma utilidad que la pinza de Mohr.
Pinza para tubos de ensayos: Las hay de metal y de madera, se utilizan para
sostener tubos de ensayos cuando se calientan.
Gradillas: Es un soporte especial de madera empleado para colocar tubos de
ensayos.
Material metálico y de madera

Pinzas para tubo de ensayos Pinza de Hofman Pinza para Soporte Espátulas

Soporte Universal Trípodes Pinzas Soporte Dobles Gradillas Metálica Pinza para Crisoles

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Anillos Metálicos Pinzas de Soporte Universal Rejillas Metálicas Triangulo Refractario

2. De Vidrio: Los instrumentos de vidrios se fabrican para diversas aplicaciones.
Generalmente se usan para contener, calentar, evaporar y medir volúmenes de líquido.

a) Instrumental para contener o transvasar líquidos y otros usos:
Vasos de precipitados: Recipientes cilíndricos de fondo plano por lo general de
vidrio muy resistente al calor. Se emplean para disolver sustancias, calentar, recoger
filtrado y obtener precipitado. Los hay de diferente capacidad y diámetros.
Balones: Se usan preferiblemente para calentar líquidos inflamables utilizando
una manta eléctrica.
Balones de destilación: Se emplean para separar líquidos por diferencia de
puntos de ebullición.
Matraces Erlenmeyer o fiolas: Recipiente cónico de fondo plano. Se emplean
para calentar líquidos, hacer titulaciones, recristalizar un sólido, disolver sustancias.
Kitasatos: Se emplean para filtraciones al vacio.
Tubos de ensayo: Se utilizan para hacer ensayos a pequeña escala y/o calentar
pequeñas cantidades de líquidos, generalmente de 1 a 3 ml.
Embudos: Se utilizan para transvasar y filtrar líquidos.
Embudo de separación: Se emplea para separar líquidos inmiscibles.
Embudo Gooch: Es un embudo de vidrio o porcelana de forma cónica, provisto de
una superficie filtrante, con poros de diferentes tamaños. Se emplean para filtrar por
succión.
Vidrios de reloj: Se emplean para evaporar líquidos a temperatura ambiente,
cristalizar cantidades pequeñas de sustancias, cubrir envases. Los hay de diferentes
diámetros.
Cápsulas de Petri: Se utilizan para contener sustancias y para cristalizar. Las hay
de diferentes diámetros.
Cristalizadores: Se emplean para cristalizar sustancias por evaporación del
solvente.
Desecadores: Son envases de vidrio grueso provistos de tapas con dos
compartimientos. El material a desecar se coloca en el compartimiento superior en un
recipiente abierto (cápsula) y la sustancia desecante en el compartimiento inferior. Ambos
compartimientos se separan con una placa de porcelana con agujeros. Se emplean para
mantener un ambiente seco y proteger los materiales afectados por la humedad, el
dióxido de carbono o para secar sustancia por deshidratación.
Refrigerantes: Se emplean para condensar vapores por enfriamiento.
Dependiendo de la superficie de contacto estos pueden ser:
Refrigerante de Liebig: Este refrigerante consta de dos tubos concéntricos. En el
tubo interno abierto por sus extremos se condensan los vapores y el tubo externo circula
agua en contra corriente.
Refrigerante de bola y de serpentín: En estos refrigerantes se aumenta la
superficie del tubo interno a fin de aumentar la superficie de enfriamiento.
Tubo en U: Se utiliza para construir puentes salinos o para contener material a
través del cual se hace pasar el flujo gaseoso.
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Tubo de seguridad: Se emplea para regular la presión en sistemas cerrados en
los cuales se generan gases.
b) Instrumental para Volumetría:
Cilindros o probetas graduadas: Recipientes cilíndricos provistos de una escala
de medida graduados en mililitros.
Matraces aforados o volumétricos: Son recipientes en forma de pera, plano en
el fondo y de cuello largo y delgado con una línea de aforo alrededor del mismo que indica
su capacidad a una temperatura determinada. Se emplean para hacer diluciones o
contener líquidos. También conocidos como balones aforados.
Pipetas: Son tubo de vidrio que constan de un extremo en forma de punta. Se
emplean para medir o transvasar cantidades precisas de líquidos. Se puede considerar 2
tipos de ellas: Pipetas Volumétricas: Son tubos de vidrio con su parte central
ensanchada en forma de bulbo, son de un sólo aforo y sirven para medir en forma precisa
un sólo y determinado volumen de líquido. Pipetas Graduadas: Se diferencian de las
anteriores en que se miden con precisión volúmenes variables de líquidos. Pueden ser de
2 tipos: pipetas terminales; cuando la capacidad de la pipeta incluye el volumen del
líquido que contiene la punta de la misma, es decir tienen un solo aforo; o no terminales,
cuando la capacidad de las pipetas no incluye el volumen de líquido en la punta, por lo
que poseen doble aforo.
Buretas: Recipientes en forma de tubo graduado, abierto por la parte superior y
con una válvula en la parte inferior que por lo general es una llave de paso, mediante la
cual se regula la salida del líquido. Se emplea para titular soluciones, realizar mediciones
con mayor precisión. Las capacidades mas frecuente de las buretas son 50, 25, 10 mL.
Material de Vidrio

Vaso Precipitado Balón Balón de Destilación Balón Fondo Plano Matraz Aforado

Tubos de Ensayos Embudo Embudo de Separación Erlenmeyer Kitasato

Desecador Vidrio de Reloj Tubos para centrifugadora Varillas Cilindro Graduado

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3. De Porcelana: Se fabrica instrumental de porcelana por ser más resistente que el
vidrio. Los objetos más utilizados son los crisoles para someter sustancias a elevadas
temperaturas, morteros para triturar y cápsulas para evaporar.
Cápsulas: Se utilizan para calentar sustancias, evaporar líquidos y realizar
reacciones químicas.
Crisoles: Están especialmente fabricado para soportar elevadas temperaturas. Se
emplean para calcinar sustancias.
Morteros: Se emplean para triturar y pulverizar sustancias.
Embudos Buchner: Es un embudo de forma cilíndrica, provisto en el fondo de
una superficie con agujeros en forma de criba. Se emplean para filtración por succión.

Material de Porcelana

Crisol Mortero Embudo Buchner

4. De plástico: El material de plástico de uso más frecuente son las pizetas las
cuales se emplean para dispensar agua destilada. Hay también gradillas y vasos
de precipitados, pero de uso menos frecuente.

Material de Plástico

Pizetas Gradillas de Plástico

5. Equipos de uso frecuente en el laboratorio:
Balanzas: Se utilizan para pesar. Se emplean varios tipos, la más utilizada en el
laboratorio son las analíticas, cuya sensibilidad es de +0,0001 g.
pHmetros con electrodo: Se utiliza para determinar la acidez y basicidad de una
solución.
Centrífugas: Se utilizan para acelerar la sedimentación del sólido en suspensión.
Mantas de calentamiento: Se utilizan para calentar soluciones hasta ebullición,
principalmente en balones de fondo redondo.
Estufa de secado: Se utiliza para eliminar la humedad o para secar.
Plancha de agitación: Se utiliza para mezclar o agitar a través de un magneto en
la solución, el cual se atrae por imantación con la superficie de la plancha.
Mufla: Se utiliza para secar y calcinar hasta cenizas.
Destilador de Agua: Es un equipo que mediante la conversión de agua líquida en
vapor, para convertirla nuevamente en agua líquida, elimina las impurezas y materias
minerales.

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Campanas extractoras de gases: Las campanas extractoras detienen, contienen
y expulsan las emisiones generadas por sustancias químicas peligrosas.

Equipos de Uso Frecuente en el Laboratorio

Balanza Mecánica Campana Extractora de Gases pH metro

IV.-MATERIALES Y EQUIPOS

Tabla 1. Materiales y equipos
Materiales Equipos
Bureta de 50 mL Balanza Analítica
Pipeta Graduada de 10 mL
Pipeta Graduada de 25 mL
Pipeta Aforada de 10 mL

V.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Experimento N° 1. Técnicas para Cebar o Curar el instrumental volumétrico.
Esta técnica consiste en lavar el instrumento con el líquido de trabajo. Para ejecutarla
correctamente realice los pasos siguientes:
1. Agregue en un vaso de precipitados limpio una pequeña cantidad de líquido de trabajo.
2. Vierta dentro del instrumento limpio (pipetas, buretas y balones aforados) el líquido
contenido en el vaso de precipitados, y hágalo pasar por las paredes del instrumento.
3. Deseche el líquido luego de usarlo.

Experimento N° 2. Manejo de la perilla de succión
La perilla de succión es una esfera de goma, que consta de tres válvulas identificadas con
las letras A, S y E. Este instrumento se emplea para contener el líquido en las pipetas.
Para utilizarla se realice los siguientes pasos:
1. Sáquele el aire presionando “A” en el centro de la misma.
2. Tome la pipeta por la parte superior y conecte con cierta presión la perilla de succión a
la boquilla de la pipeta lubricada con agua destilada (para que entre sin mucho
esfuerzo).
3. Succione el líquido presionando la letra “S” manteniendo la pipeta dentro del líquido, no
levantarla mientras se succiona, para no llenar de aire la pipeta y evitar dañar la perilla.
4. Expulse el líquido del interior de la pipeta, presionar la letra “E”.

Experimento N° 3. Técnica del manejo de la pipeta
Antes de aprender a manipular la pipeta, es necesario conocer en que consiste enrasar
un instrumento de vidrio. Esta técnica se basa en llevar el líquido de trabajo al punto de
referencia del instrumento, el cual se denomina aforo. Para llevar hasta la línea de aforo
hay que tener en cuenta que:

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 El agua es un líquido que moja las paredes del vidrio y forma un menisco cóncavo.
El menisco es la superficie libre cóncava o convexa, de un líquido contenido en un
recipiente por lo general de diámetro estrecho.
 La parte inferior del menisco debe coincidir con el nivel que se toma como
referencia para el enrase
 El ojo del observador debe estar al mismo nivel del aforo.

El procedimiento para llenar una pipeta es el siguiente:
1. Lave la pipeta.
2. Cure la pipeta con el líquido a medir.
3. Succione con la perilla el líquido cuidadosamente, hasta sobrepasar el aforo (no
introduzca la pipeta directamente en el frasco de reactivo).
4. Levante la pipeta en posición vertical hasta que el aforo esté en el mismo nivel de la
visión.
5. Si es una pipeta volumétrica, vacíe su contenido en el recipiente (no sople la gota que
queda en la punta).
6. Si es una pipeta graduada, manténgala en posición vertical y deje drenar el líquido en
el recipiente hasta que coincida con el volumen deseado.

Experimento N° 4. Técnica del manejo de la bureta
1. Lave bien la bureta.
2. Cure la bureta.
3. Chequee si la válvula gira sin esfuerzo, si no, engrásela con un lubricante que le
suministrará el profesor.
4. Coloque la bureta en el soporte.
5. Llene la bureta por la parte superior, usando un embudo tallo corto, hasta que el nivel
de líquido sobrepase el aforo superior.
6. No regrese el líquido sobrante al frasco de reactivo.
7. Retire el embudo.
8. Abra la válvula de la bureta para eliminar el aire contenido entre la válvula y la punta
de la bureta y enrase en cero.
9. Deje drenar el líquido a medir, controlando la velocidad de drenaje mediante la
válvula.
10. Disminuya la velocidad de drenado, permitiendo que la salida sea gota a gota, al
obtener el volumen deseado cierre la válvula.

Experimento N° 5. Técnica del manejo del balón aforado
1. Transfiera un volumen de 10 mL de un líquido determinado empleando una pipeta
volumétrica y viértalo en un balón aforado de 100 mL;
2. Añada agua con una pizeta hasta completar el volumen del balón (esto se determina
por la línea del aforo, cuando la parte inferior del menisco cóncavo coincida con dicha
línea).
3. Tape bien el balón y agite por inversión sujetando el tapón hasta homogeneizar.

Experimento N° 6. Técnica del manejo de la balanza analítica
1. Asegúrese que la balanza este nivelada y el platillo limpio.
2. Oprima el botón de encender.
3. Colocar en la balanza el recipiente donde realizará la pesada y oprima el botón de tarar
para llevar la balanza a cero.
4. Colocar el objeto que desea pesar en el recipiente.

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5. Una vez estabilizado el valor registrado en la pantalla anote su pesada con todas las
cifras decimales.

Precauciones:
 Si en la balanza parece que algo anda mal, solicite la ayuda del profesor.
 No coloque los reactivos directamente en el platillo.
 Los sólidos se colocan en recipientes de vidrio o sobre papel y los líquidos se pesan
en recipientes cerrados.
 Los objetos a pesar deben estar secos y a temperatura ambiente.
 No mueva la balanza.
 No sobrecargue la balanza.
 Mantenga la balanza y sus alrededores limpios y secos.

V.- PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS.
1. ¿Por qué cura la pipeta o la bureta antes de efectuar una medición?
2. ¿Por qué antes de enrasar la bureta debe eliminar la burbuja de aire entre la llave y la
punta de la bureta?
3. ¿Por qué no debe soplar la gota de líquido que queda en la punta de la pipeta,
después de haber vaciado su contenido?
4. ¿Qué implica el proceso de medición y cual es la importancia de este proceso en la
ingeniería?
5. Mencione las principales causas de error en las pesadas.

VI.- BIBLIOGRAFÍA
1. BRADY, J. (1999). Química Básica. Principios y Estructuras. Editorial Limusa
2. SKOOG, D. (1990). Fundamentos de Química Analítica. Editorial Reverté.
3. VOGEL, A. Química Cualitativa. Editorial Kapeluz.


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AREA DE TECNOLOGIA

PRACTICA Nº 2

CURVAS DE SOLUBILIDAD DEL CLORATO DE POTASIO

I. INTRODUCCION

La solubilidad es una propiedad física de cada sustancia y depende de la temperatura, la
presión, la naturaleza del soluto y del solvente. La dependencia de la solubilidad con la
temperatura se representa por medio de un gráfico denominado curva de solubilidad, el
cual muestra la variación de esta propiedad a través de la medición de la cantidad de
soluto que satura una cantidad de solvente a distintas temperaturas. A simple vista, éstas
curvas muestran si la solubilidad aumenta o disminuye, y permiten calcular la cantidad de
solvente necesaria para disolver completamente una cantidad de soluto a determinada
temperatura.

Cuando una cantidad de soluto se disuelve en el solvente el proceso puede ser
endotérmico o exotérmico. Un aumento de temperatura favorece la disolución en los
procesos endotérmicos, y una disminución de temperatura favorece la disolución en los
procesos exotérmicos. La solubilidad de un sólido en un líquido por lo general aumenta
cuando la temperatura se incrementa, por lo que el proceso es endotérmico. Algunos
sólidos, muchos líquidos y gases se disuelven en procesos exotérmicos; por tanto, sus
solubilidades suelen disminuir al elevarse la temperatura.

En esta experiencia se verificará la influencia de la temperatura en el proceso de
disolución del clorato de potasio en agua y se representará mediante la curva de
solubilidad de esta sal.

II. OBJETIVO

OBJETIVO GENERAL

Estudiar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad de una sal.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS
 Representar gráficamente la curva de solubilidad del clorato de potasio.
 Interpretar el comportamiento de la solubilidad del clorato de potasio respecto a la
temperatura.
 Comparar la curva de solubilidad obtenida experimentalmente con la curva de
solubilidad teórica del clorato de potasio.

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III. FUNDAMENTOS TEORICOS

Solubilidad: es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad
dada de solvente a una temperatura determinada. Esta solubilidad generalmente se
expresa en gramos de soluto por 100 gramos de solvente.
La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida
no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de solvente se llega a un punto a
partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el
fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada. Pues bien, la solubilidad de
una sustancia respecto de un solvente determinado es la concentración que corresponde
al estado de saturación a una temperatura dada.
La concentración de una disolución saturada (solubilidad) depende de factores como:
a. La naturaleza del solvente: "Lo igual disuelve lo igual". Existe solubilidad elevada
cuando las moléculas del soluto son análogas, eléctrica y estructuralmente, a la del
solvente.
b. La naturaleza del soluto: todo cambio de soluto significa un cambio en las
interacciones soluto-soluto y soluto-disolvente, por lo que la solubilidad del soluto en el
solvente se ve afectada por dichas interacciones.
c. Temperatura: No existe regla general alguna respecto a la variación de la solubilidad
de sólidos y líquidos al cambiar la temperatura. Existen compuestos que se hacen menos
solubles a medida que la temperatura aumenta mientras que otros se hacen más
solubles, por ejemplo, el carbonato de litio y el nitrato de plata respectivamente.
Cuando el soluto es un gas, la solubilidad de estos en agua disminuye al aumentar la
temperatura debido a que las moléculas del gas se escapan de la solución.

Finalidad de representar la curva de solubilidad: una curva de solubilidad permite
determinar:
 la cantidad de soluto necesaria para preparar una solución saturada, insaturada y
sobresaturada a un volumen específico de solvente a una temperatura dada.
 si es posible preparar una solución con una cantidad de soluto establecido a un
volumen y temperatura dados,
 que volumen de solvente se debe escoger para recuperar una cantidad de soluto.

A continuación se presentan los datos de solubilidad del clorato de potasio (KClO3) en
agua a diferentes temperaturas.

Tabla 1. Solubilidad del clorato de potasio (KClO3) en agua a diferentes
temperaturas expresada en gramos de la sustancia por cada 100 gramos de agua.

Temperatura (°C) 10 30 50 80 100
Solubilidad KClO3
5 10.5 19.3 38.5 57
(g sto/100 g H2O)
Datos tomados www.fi.uba.ar/materias/6302/TP3.pdf

El modo más apropiado de representar los datos de solubilidad ser logra mediante
gráficas llamadas Curvas de solubilidad. Las ordenadas (Y) representan la solubilidad (g
soluto/100 g de solvente) y las abscisas (X) indican la temperatura (ºC) (Ver Gráfica 1).

16

Curva de solubilidad del KCLO3

60
Solubilidad (g de sal/100 mL de agua)

50

40

30

20

10

0
0
20 40 60 80 100 120

Temperatura (ºC)

Al elevar la temperatura de una solución saturada, generalmente puede disolverse mayor
cantidad de soluto. Esta variación de solubilidad se puede observar con el KClO3 al variar
la temperatura. Este aumento de solubilidad de la sal iónica con un incremento de la
temperatura, sucede generalmente debido a que absorbe calor en el proceso de
disolución.

d. Presión: esta variable es importante sólo en el caso de los gases, debido a que la
solubilidad aumenta al incrementar la presión parcial del gas que se encuentra sobre la
disolución.

IV. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS.
Tabla 2. Materiales, reactivos y equipos.
MATERIALES REACTIVOS EQUIPOS
Tubo de ensayo grande Clorato de potasio Plancha de calentamiento
Cilindro graduado de 25 mL Agua destilada
Termómetro
Pipeta Pasteur, Agitador de vidrio
Vaso de precipitado de 250 mL

V- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento No 1. Curva de solubilidad del KClO3
1. Pese 0,6 g de Clorato de Potasio en la balanza analítica y viértalo en un tubo de
ensayo grande.
2. Añada 5 mL de agua destilada (medido con un cilindro graduado).
3. Utilice un agitador para disolver todo el sólido posible.
4. Introduzca un termómetro dentro del tubo de ensayo que contiene la solución.
5. Caliente el tubo de ensayo en baño de María, agitando para disolver el sólido, cuando
observe que el sólido se ha disuelto por completo, retire del baño de María.
6. Enfríe el tubo de ensayo, y registre la temperatura a la cual se inicia la cristalización.
17

7. Repita la experiencia añadiendo 0,6 g a la solución anterior (para un total de 1,20 g),
mas dos gotas de agua (con la pipeta Pasteur) para compensar la pérdida por
evaporación.
8. Haga la experiencia dos veces mas añadiendo 0,60 g de KClO3 cada vez (para 1,80 g
y 2,4 g en la solución); no se olvide compensar por la evaporación del agua.
9. Grafique la curva de solubilidad del KClO3 en papel milimetrado teniendo g de soluto/5
mL de agua en la ordenada y temperatura (ºC) en la abscisa.

VI. DATOS EXPERIMENTALES
Tabla 3. Solubilidad del KClO3 y temperatura reportada.

Solubilidad del KClO3
Temperatura (°C)
(g de KClO3 / 5 mL H2O)
0,6
1,2
1,8
2,4

NOTA: En función de los datos experimentales obtenidos, grafique en papel
milimetrado la curva de solubilidad del KClO3 y realice un análisis sobre la
tendencia de la curva.

VII. PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS.
1.- Explique la influencia de la temperatura sobre la solubilidad de la sal estudiada.
1. ¿Qué es solubilidad?
2. ¿Qué es una solución saturada y solución sobresaturada?
3. ¿Cómo se sabría si el proceso de disolución del clorato de potasio o de cualquier
otra sustancia es exotérmico o endotérmico?
4. ¿Qué es recristalización?
5. Defina Curvas de solubilidad.

VIII. BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA

1. BABOR, J. (1997). Química General Moderna. Editorial Marín.
2. KENNETH, W. (1994). Química General. Tercera Edición.

18

AREA DE TECNOLOGIA


PRÁCTICA N° 3

DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DE UN SOLUTO NO VOLÁTIL UTILIZANDO
PROPIEDADES COLIGATIVAS

I. INTRODUCCIÓN

La masa molar es una propiedad que debe determinarse en todo compuesto químico, ya
que ésta permite identificarlos. Esta determinación puede hacerse por diferentes vías, una
de ellas es utilizando las propiedades coligativas, las cuales son propiedades físicas de
las soluciones que dependen de la cantidad de partículas del soluto en una cantidad
determinada de solvente. Dichas propiedades presentan diferencias importantes respecto
a las del solvente; por ejemplo la elevación del punto de ebullición de una solución por
encima del solvente puro a causa de la adición de soluto. Además de la elevación del
punto de ebullición existen otras propiedades coligativas tales como: la reducción de la
presión de vapor, el abatimiento del punto de congelación, y la presión osmótica.

Para determinar experimentalmente la masa molar pueden emplearse cualquiera de las
cuatro propiedades antes mencionadas. En esta práctica se utilizará la elevación del
punto de ebullición (Ebulloscopia) para determinar la masa molar de un soluto no volátil
(urea).

II. OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Determinar la masa molar de un soluto no volátil (urea), utilizando la propiedad coligativa
de elevación del punto de ebullición de la solución.


 Determinar la temperatura de ebullición del solvente puro y de la solución.
 Determinar la masa molar de la urea.
 Comparar la masa molar de la urea obtenida experimentalmente con la masa
molar teórica.

19

III. FUNDAMENTOS TEÓRICOS:

Las propiedades de una disolución difieren mucho de las del disolvente puro. Las
propiedades que dependen fundamentalmente de la concentración de partículas de
soluto, más que de su naturaleza. Las más importantes son:

 Disminución de la presión de vapor:

La presión de vapor de todas las disoluciones de solutos no volátiles y no ionizados, es
menor que la del disolvente puro. La disminución de la presión de vapor que se observa
(cuando el soluto no es volátil ni iónico) en toda disolución con respecto a la del disolvente
puro, es directamente proporcional al número de moléculas (fracción molar) del soluto por
unidad del volumen del disolvente. La disminución de la presión es la diferencia entre la
presión de vapor del disolvente (Po) la de la disolución (P1)

 Presión osmótica:

La presión osmótica ( ) , es la presión mínima que debe ser aplicada a una
disolución, para detener el paso de disolvente puro neto, en una disolución, a través de
una membrana semipermeable.
nS
  M  R T     R T
V ( L)
V ( L)    nS  R  T

La tendencia natural que tiene el disolvente puro a diluir disoluciones existentes se
llama OSMOSIS. Se puede realizar el proceso contrario, aplicando una p   en el
capilar de la disolución. Donde:
 = presión osmótica n s = número de moles del soluto
R = Constante universal de los gases T = Temperatura absoluta de la
solución
V = Volumen de la solución M = Molaridad de la solución

 Aumento del punto de ebullición.

El punto de ebullición es la temperatura a la cual una sustancia tiene una presión de vapor
igual a la presión externa (atmosférica) .Como consecuencia del aumento de la presión de
vapor, el punto de ebullición de una solución, es más elevado que el del disolvente puro.
Cuando un soluto no es relativamente volátil hay una elevación en el punto de ebullición
normal del disolvente. En diluciones diluidas, el aumento en el punto de ebullición (Te de
la solución – Te del solvente puro) es directamente proporcional al número de
moléculas de soluto (o moles), es un determinado peso de disolvente.

T eb = molalidad (m) * K eb
T eb = T eb de la solución – T eb del solvente puro

Ke = Constante molal de la elevación del punto de ebullición (constante molal
ebulloscópica) y es una propiedad del disolvente. La correlación entre estas propiedades
20

físicas y el número de moléculas del soluto sirve para la determinación de masas
moleculares.

Tabla 1: Constantes molales de elevación del punto de ebullición y de disminución del punto
de congelación para diversos disolventes.

Punto de ebullición Punto de congelación
Disolvente Ke (°C/m) Kc (°C/m)
Normal (°C) Normal (°C)
Agua 100.00 0,52 0,00 1,86
Benceno 80,10 2,53 5,50 5,12
Cloroformo 61,2 3,63 -63,5 4,68
Etanol 78,50 1,22 -117,30 1,99
Tetracloruro
76,8 5,02 -22,3 29,8
de Carbono

Molalidad (m): es una unidad de concentración, que expresa la cantidad de moles de
soluto por kilogramo de disolvente.

molesdesoluto
m=
Kg.dedisolveten

 Disminución del punto de congelación

Para que un liquido se congele, sus partículas deben quedar atadas en el sólido, por eso
la fuerza de atracción deben ser mayor en el estado sólido. Una solución que contiene un
soluto no volátil se congela a una temperatura más baja que el disolvente puro. Esto se
debe a la disminución en la presión de vapor causada por el soluto. Para soluciones
diluidas el cambio en el punto de congelación es directamente proporcional a la
concentración de soluto dado por la expresión:

ΔTc = K c molalidad (m)
Donde: ΔT c = depresión en el punto de congelación
Kc= constante de depresión en el punto de congelación. Es característica de cada
disolvente.
m = molalidad de la solución = moles soluto/Kg. disolvente

Ejemplo ilustrativo de cómo utilizar la constante ebulloscópica, para calcular la
masa molar de un compuesto.

Preparar una solución con un soluto no volátil desconocido, se utilizó 0.25 g. De dicho
soluto en 40 g. De tetracloruro de carbono ( CCl4). Se determinó el punto de ebullición
normal de la solución el cual fue de 0.357 ºC y la constante de ebulloscopía de CCl 4 es de
5.02 ºC/m.

Solución:
Teb 0.357º C
T eb = molalidad (m) * K eb m= = = 0.0711 molal
Keb 5.02º C / m

21

molesdesoluto
m= 0.0711
Kg.dedisolveten

Con la molalidad y los Kg. de solvente, se puede calcular los moles de soluto:
molesdesoluto
nsto = m * Kg. de ste. n sto. = 0.0711 * 0.04 Kg. CCl4
Kg.dedisolveten
n sto. = 2.84 * 10 -3 moles

Con los gramos de soluto y el número de moles calculado anteriormente, se determina la
masa molar del compuesto:
masa( g.) 0.25 g
Masa molar = = = 88.028
moles 2.84 * E  3 mol

V.- MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

Tabla 2: Materiales, reactivo y equipos.
Urea de 2 mol/L
2 Vasos precipitados de 5º mL. Plancha de Calentamiento
(CO(NH2)2)
1 Balón aforado de 25 mL. Balanza analítica
Espátula Cronometro
Cilindro graduado
Agitador de Vidrio
Piceta
Perlas de ebullición
Termómetro

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1: Determinación del punto de ebullición normal del solvente puro
(Tºeb):
1. Medir 25 mL. de agua destilada, en un cilindro graduado de 25 mL.
2. Trasvasar los 25 mL. de agua destilada a un vaso precipitado de 50 mL.
3. Colocar algunas perlas de ebullición en el vaso precipitado, para que se produzca
una ebullición homogénea.
4. Colocar un termómetro para registrar la temperatura inicial del solvente puro.
5. Calentar en la plancha hasta ebullir y registrar la temperatura Tºeb.(temperatura de
ebullición del solvente puro)
6. Registrar la temperatura cada 1 minuto luego de ebullir, hasta que permanezca
constante, por un lapso de 3 – 5 minutos.

Experimento Nº 2: Determinación del punto de ebullición normal de la solución.
(Teb):
1. Pesar en la balanza analítica 3 g. Urea (CO(NH2)2) en un vaso precipitado.
2. Añadir un poco de agua destilada, en vaso precipitado y remover con el agitador
de vidrio, para así disolver el soluto.
3. Trasladar la solución a un balón aforado de 25mL y completar con agua destilada
hasta el menisco.

22

4. Mezclar, para homogenizar de la solución.
5. Transvasar la solución a un vaso precitado de 50 mL
6. Colocar algunas perlas de ebullición en el vaso precipitado, para que se produzca
una ebullición homogénea.
7. Colocar un termómetro para registrar la temperatura inicial de la solución.
8. Calentar en la plancha hasta ebullir y registrar la temperatura T eb.(Temperatura
de ebullición de la solución)
9. Registrar la temperatura cada 1 minuto luego de ebullir, hasta que permanezca
constante, por un lapso de 3 – 5 minutos.

V. DATOS TEORICOS:

Tabla 3. Datos teóricos
Valor
Masa Molar CO(NH2)2 (g/mol)
Ke Solvente puro ( ºC/m)
Densidad Solvente puro ( g/mL)

VI. DATOS EXPERIMENTALES:

Tabla 4. Temperatura de ebullición del solvente puro y de la solución

Compuesto Temperatura ( C )
Solvente puro (Agua)
Solución (CO(NH2)2 – H2O)

VII. RESULTADOS EXPERIMENTALES

Tabla 5. Determinación de la Masa Molar de la CO(NH2)2

Valor
Moles del soluto (mol)
Masa del solvente H2O (Kg)
Concentración molal (mol sto/ Kg solvente)
Masa soluto CO(NH2)2 (g)
Masa molar de la CO(NH2)2 (g/mol)
% de Error

VIII. PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS

1. Defina:
 Propiedad coligativa
 Crioscopia.
 Ley de Raoult.
 Ebulloscopía.
2. ¿Cuál es la molalidad de una solución formada por 750 g. de Agua y 25 g. de
glucosa?
3. ¿El punto de ebullición de agua y un soluto no volátil, debe ser mayor o menor en
comparación con el solvente puro? Explique y razone su respuesta

23

4. Una disolución de glicerina en agua contiene 6.82 % de glicerina, empieza a
congelarse a los 1.51 ºC. Hallar la masa molar de la glicerina, si su constante es
de 1,86 ºC.
5. Indicar como se determina masa molar de un soluto no volátil por:
 Disminución de la presión osmótica
 Disminución del punto de congelación

6. La constante molal ebulloscópica es diferente para cada disolvente, ¿a que se
deberá este comportamiento?
7. ¿Cómo puede determinarse experimentalmente la constante molal de
ebulloscopica de un solvente y si se conoce el soluto no volátil?

IX. BIBLIOGRAFÍA

1. BROWN, L. (1993), Química la Ciencia Central, 5ta edición. Editorial Prentice
Hall, México.
2. WHITTEN, K. 1992, Química General, 3era edición Mc Graw-Hill. México.
3. BRADY, H. 1992. Química Básica, Editorial Limusa, México

24

AREA DE TECNOLOGIA


PRÁCTICA N° 4

DETERMINACIÓN DE LA MASA ATÓMICA DEL ZINC

I INTRODUCCION

Una reacción química implica transformaciones tanto cuantitativas como cualitativas que
ocurren en las sustancias que reaccionan. Las transformaciones cuantitativas están
regidas por la ley de las proporciones definidas. Conociendo la cantidad de uno de los
productos que se forman, es posible determinar la masa atómica de los reactantes
mediante la relación estequiometrica de la reacción.
En una reacción donde intervienen dos reactivos, la sustancia que se consume
completamente recibe el nombre de reactivo limitante, y es quien determina la cantidad de
producto que se forma. El otro reactivo se conoce como reactivo en exceso. Para
determinar cuál es el reactivo limitante en una reacción química dada, es necesario
conocer la relación estequiometrica de la reacción, así como las cantidades teóricas que
se requieren de los reactivos para generar determinado producto.
Cuando los reactivos y/o productos son gases pueden emplearse de la misma manera las
relaciones entre cantidades de moles y volumen para resolver problemas de
estequiometria. En las reacciones químicas en las cuales se producen gases, el volumen
recogido de estos puede relacionarse con los moles producidos del mismo en la reacción.
Cuando se coloca una cantidad de una sustancia, y ésta se comporta como reactivo
limitante, los moles de gas generados se relacionan estequiometricamente con los moles
consumidos de dicha sustancia.
En esta práctica se determinará la masa atómica del zinc a partir de la reacción de éste
con el ácido clorhídrico (HCl).

II. OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Determinar la masa atómica del zinc (Zn), mediante el método de recolección de un gas
por desplazamiento de agua.

 Identificar el reactivo limitante en la reacción química llevada a cabo.
 Medir el volumen de gas generado producto de la reacción.
 Determinar el número de moles del zinc (Zn) utilizando la estequiometría de la
reacción.
 Comparar la masa atómica calculada con la masa atómica del zinc reportada en
tabla periódica.
25

III. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

Estequiometría: Es la rama de la química que estudia las cantidades (relaciones
cuantitativas) de los elementos y compuestos cuando experimentan cambios químicos
(cambios en las propiedades de la materia).

Reactivo limitante: Es aquella sustancia o elemento que se encuentra en menor
proporción estequiométrica entre las cantidades disponibles, es decir, se consume por
completo durante la reacción, determinando o limitando la(s) cantidad(es) de producto(s)
que se forma(n).

Reactivo en exceso: Es aquella sustancia o elemento que se encuentra en mayor
proporción estequiométrica entre las cantidades disponibles.

Ecuación de Estado o de los Gases Ideales: La Presión de un gas sobre las
paredes del recipiente que lo contiene, el Volumen que ocupa, la Temperatura a la que
se encuentra y la cantidad de sustancia que contiene (número de moles) están
relacionadas. A partir de las leyes de Boyle-Mariotte, Charles- Gay Lussac y Avogadro se
puede determinar la ecuación que relaciona estas variables conocida como Ecuación de
Estado de los Gases Ideales: PV=nRT.

Ley de Dalton: Establece que la presión total en una mezcla de gases es igual a la suma
de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo. Esta ley es útil para calcular
volúmenes de gases recolectados en agua. El método de recolección de un gas por
desplazamiento de agua se basa en la suposición de que el gas no reacciona con el agua
y que no se disuelve apreciablemente en ella; sin embargo el gas no esta puro como
consecuencia, en el cálculo de la cantidad de gas formado se debe tomar en cuenta la
presión causada por el vapor de agua.

IV. MATERIALES Y REACTIVOS

Tabla 1. Materiales, Reactivos y Equipos
Materiales Reactivos Equipos
 Bureta de 50 mL  Zinc sólido
 Kitasato o matraz de succión de granulado
10 mL  Acido  Equipo recolector de
 Cilindro Graduado de 50 mL Clorhídrico gas
 Termómetro (HCl) 6mol/L.
 Cuba hidroneumática

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V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento N° 1:

1. Monte el aparato para la recolección de gas como se lo indique el profesor.
2. Pese 0,10 g de zinc (Zn) granulado.
3. Coloque el zinc (Zn) en un matraz de succión de 50 mL.
4. Añada en una bureta 10 mL de HC1 6mol/L.
5. Abra la válvula de la bureta y deje caer lentamente el Acido Clorhidrico (HCl) para
que reaccione con el zinc (Zn) contenido en el matraz. La reacción química es la
siguiente:
Zn (s) + 2HCl(ac) ZnCl2(s) + H2(g) ↑

6. Mida el volumen de gas recolectado en el cilindro graduado de 50 mL.
7. Registre la temperatura del agua que indica el termómetro en la cuba. Con este dato
ubique la presión de vapor del agua. (ver anexo 1).
8. Una vez conocida la presión de vapor del agua, calcule la presión del gas recolectado
(Hidrógeno) a través de la ley de las presiones parciales de Dalton como se muestra a
continuación:

Pt=Pgas+PºH 2O Pgas=Pt− PºH 2 O
Donde
Pt= presión total
Pgas = presión del gas recolectado (hidrógeno)
PH2O= presión de vapor del agua

9. Determine el número de moles de hidrógeno gaseoso con la ecuación de los gases
ideales:
P V
P V = n  R  T n gas =
R T
Donde P es la presión del gas (H2) en atmósferas, V es el volumen del gas recolectado en
litros, R es la constante de los gases 0,0821 L atm/ K mol y T es la temperatura del agua
en K.

10. Determine los moles de zinc por medio de la estequiometría de la reacción (recuerde
que los coeficientes de una ecuación balanceada indican el numero de moles de reactivo
y producto).
1molZn
molZn = mol(H 2 recolectad o) 
1molH 2
11. Calcule la masa atómica del zinc con la ecuación que se muestra a continuación:

masaZn(g)
MatomicaZn = Donde; masa Zn = cantidad de metal pesado
molesZn

12. Calcule el porcentaje de error mediante la Ec:

%Error = VT – VE
VT
27


Tabla 2. Datos Experimentales

Propiedad Valor y Unidad

Volumen de gas recolectado

Temperatura del agua en la cubeta

Presión de vapor del agua

VII. RESULTADOS EXPERIMENTALES.

Tabla 3. Resultados Experimentales

Propiedad Valor y Unidad Error Relativo

Masa Atómica del Zn


1. Indique, según la reacción que ocurre en esta práctica, cuál es el reactivo limitante y
explique por qué es necesario que éste se consuma completamente.
2. ¿Por que se añade la solución de HC1 en exceso?
3. ¿Por qué es necesario conocer la temperatura y la presión atmosférica en el
experimento?
4. ¿Por qué se utiliza metal granulado y no en otra forma?
5. ¿Que precauciones deben tomarse al recolectar el hidrógeno?
6. ¿Cuáles son las principales causas de error en esta experiencia? Explique.

IX. BIBLIOGRAFIA

 BRADY, J. Y HUMINSTON G. (1999). Química Básica. Principios y Estructuras.
Editorial Limusa.
 MOHAN B. Química Universitaria.
 MASTERTON - STOWINSKY. Química General Superior.

28

X. ANEXOS

Tabla 4. Presión de vapor de agua a diferentes temperaturas

T (°C) Torr Atm Pa T (°C) Torr Atm Pa
0 4,6 0,0061 610 29 30,0 0,0395 4005
5 6,5 0,0086 872 30 31,8 0,0419 4242
10 9,2 0,0121 1227 31 33,7 0,0443 4492
15 12,8 0,0168 1705 32 35,7 0,0469 4755
16 13,6 0,0179 1818 33 37,7 0,0496 5030
17 14,5 0,0191 1937 34 39,9 0,0525 5319
18 15,5 0,0204 2063 35 42,2 0,0555 5622
19 16,5 0,0217 2197 36 44,6 0,0586 5941
20 17,5 0,0231 2338 37 47,1 0,0619 6275
21 18,6 0,0245 2486 38 49,7 0,0654 6625
22 19,8 0,0261 2643 39 52,4 0,0690 6992
23 21,1 0,0277 2809 40 55,3 0,0728 7376
24 22,4 0,0294 2983 45 71,9 0,0946 9583
25 23,8 0,0313 3167 50 92,5 0,1217 12333
26 25,2 0,0332 3360 55 118,0 0,1553 15737
27 26,7 0,0352 3564 60 149,4 0,1965 19915

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AREA DE TECNOLOGIA


PRÁCTICA N° 5
PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES

I. INTRODUCCION

Las soluciones son mezclas homogéneas de composición variable, constituidas por soluto
y solvente. La cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente se
denomina concentración. La preparación de soluciones en el laboratorio implica la
realización de cálculos numéricos para determinar en cuales proporciones se encuentra el
soluto respecto al solvente y expresar la magnitud o valor de la concentración.

Es de gran interés cuando se realizan ensayos o análisis químicos expresar las
concentraciones con precisión, ya que una concentración baja de una solución puede
tener un efecto, mientras que una concentración alta puede producir un resultado
diferente. Normalmente, muchos de los reactivos empleados en éstos análisis se
encuentran disueltos en líquidos constituyendo soluciones, y es común, preparar dichas
soluciones a partir de los solventes y solutos puros, e incluso a partir de otras soluciones.
Es indispensable entonces, conocer cómo preparar y cómo determinar la concentración
de una solución.

En esta práctica se prepararán dos soluciones, una solución de ácido clorhídrico (HCl) y
una solución de hidróxido de sodio (NaOH), las cuales deben ser luego valoradas o
tituladas. Se valorará primeramente la solución básica y luego la ácida, con el fin de
comprobar su concentración.

II. OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Preparar soluciones verificando su concentración mediante el proceso de valoración.


 Preparar una solución acuosa de NaOH mediante la disolución de un soluto sólido.
 Preparar una solución acuosa de HCl mediante la dilución de un ácido
concentrado.
 Valorar la solución básica con un ácido de concentración conocida.
 Valorar la solución ácida con la solución básica preparada.

30

III. FUNDAMENTOS TEÓRICOS:

Solución: Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias que tienen una
composición uniforme a nivel molecular. Pueden ser líquidas, sólidas y gaseosas. Sus
componentes son soluto y solvente. El componente que está en mayor proporción y que
generalmente es líquido se denomina solvente o disolvente y el que está en menor
proporción soluto.

La concentración de las soluciones pueden expresarse en forma cualitativa o cuantitativa.
Los términos diluido y concentrado se usan para describir cualitativamente una solución.
En términos cuantitativos los químicos utilizan diferentes expresiones para la
concentración, con el fin de establecer las relaciones porcentuales entre las cantidades de
sustancias presentes. Estas expresiones vienen dadas en unidades físicas o químicas.

Unidades Físicas: porcentaje en masa (% m/m), porcentaje masa/volumen (% m/v),
porcentaje en volumen (%v/v), partes por millón (ppb) y partes por billón (ppb).
Unidades Químicas: molaridad (mol/L), molalidad (m) y fracción molar (X).

A continuación, se desglosa cada una de las unidades empleadas en esta práctica:

Porcentaje en masa (% m/m): Esta unidad se define como la cantidad en gramo de
soluto contenido en 100 gramos de solución. Por ejemplo si se tiene que la concentración
de una solución es 37 % m/m indica que en 100 g de solución están contenidos 37 g de
soluto y el resto (63 g) pertenecen al solvente.

Ej. 37 % m/m = 37 g de soluto
100 g de solución

Normalidad (N): Se define como el número de equivalentes gramo de soluto por litro de
solución.
N = Eq. g de sto .
L de solución
Molaridad (M): Se define como el número de moles de soluto por litro de solución.

M = # de moles soluto
L de solución
Molalidad (m): Se define como número de moles por Kilogramo de solvente.

m= # de moles soluto
Kg. de solvente

Reacción de Neutralización: La reacción entre un ácido y una base para formar agua y
una sal se conoce como neutralización. Por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de
sodio reaccionan para formar cloruro de sodio y agua:

HCl + NaOH  NaCl + H2O

Valoración: La valoración es un proceso mediante el cual se determina la concentración
de una solución (cuya concentración es desconocida) mediante una solución de
concentración conocida (solución estándar o patrón).
31

Titulación: La titulación es la técnica que se utiliza para realizar la valoración de una
solución. El procedimiento es el siguiente:
 La solución de concentración conocida se coloca en la bureta y la solución de
concentración desconocida en la fiola.
 Se adiciona el indicador apropiado a la solución problema o incógnita.
 Se abre la válvula de la bureta y se añade goteando la solución patrón a la fiola
que contiene la solución problema mientras ésta se agita hasta que cambie de
color. El cambio de color es causado por una simple gota de exceso que marca el
punto final de la titulación.

El objetivo es conocer:
 La concentración de la solución valorada.
 La correspondiente reacción química que debe tener lugar cuantitativamente de
acuerdo a la estequiometría dada por la ecuación representativa de dicha
reacción.
 Cuando la cantidad de reactivo gastada es idealmente equivalente a la de la
sustancia investigada se alcanza el punto final de la valoración.

Indicador: Los indicadores ácido-base son ácidos o bases débiles que cambian de color
dentro de un pequeño intervalo de pH. Suelen ser sustancias orgánicas, muy solubles en
agua y estables químicamente. En esta experiencia se le agrega a la solución a valorar el
indicador fenolftaleína (véase fig. 1). Esta sustancia es incolora en solución ácida y rosa
en medio básico.

Punto de Equivalencia: Es el punto donde reaccionan cantidades estequiométricamente
equivalente de ácido y base. Para conocer el punto de equivalencia de una titulación se
utilizan sustancias orgánicas (indicadores).

Punto Final: consiste en un cambio físico observado en la solución durante el proceso de
titulación, este cambio puede ser cambio de color u otro fenómeno visible causado por
una simple gota de exceso de la sustancia titulante. Los dos puntos finales más
empleados consisten en 1) un cambio de color debido a la solución patrón, a la solución
de concentración desconocida, o al indicador, y 2) un cambio en el potencial de un
electrodo que responde a la concentración del reactivo o de la solución a valorar. Lo ideal
es que el punto final coincida con el punto de equivalencia, de lo contrario se incurre en
un error de titulación, que es la diferencia de volumen o masa entre el punto de
equivalencia y el punto final. El volumen de titulante requerido para completar la titulación
se obtiene por diferencia, entre la lectura inicial y final de la bureta y luego se procede con
el cálculo de la concentración desconocida. (Véase fig. 1)

32

Vinicial Volumen de ácido
empleado
Vf - Vi

Ácido
Vfinal

Graduación de 1 ml
dividido en 0.1 ml

Solución
Llave de paso para neutralizada
regular la salida de Base
la solución valorada
Principio A mitad de la titulación Punto final señalado
por el cambio de
color del indicador
a) b)
Figura 1. a) Bureta. b) Titulación de una base con un ácido.

Patrón Primario: Un patrón primario, también llamado estándar primario es una sustancia
utilizada en química como referencia al momento de hacer una valoración o
estandarización. Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características:

1. Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y
elementos que lo componen.
2. Deben tener elevada pureza. Se debe utilizar un patrón que tenga la mínima
cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación.
3. Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que
cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran
ligeramente con la temperatura ambiente.
4. Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura
ambiente, también debe soportar temperaturas mayores.
5. No debe absorber gases. Ya que este hecho generaría posibles errores por
interferentes así como también degeneración del patrón.

Solución Patrón: Es una solución de concentración conocida, la cual se prepara a partir
de un patrón primario. Se debe tener cuidado para establecer la concentración de la
solución patrón porque la exactitud del análisis está directamente relacionada con la
calidad de dicho parámetro.
La concentración de la solución patrón puede establecerse de dos formas
distintas:
1. Directamente: se disuelve una cantidad exactamente pesada de un patrón primario, y
se diluye hasta un volumen conocido.
2. Indirectamente: se valora la solución que contiene una cantidad pesada de sustancia
pura con una solución patrón este tipo de solución se denomina un patrón secundario.

33

IV. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

Tabla 1. Materiales y Reactivos
MATERIALES REACTIVOS
Agitador Ácido Clorhídrico concentrado
Balones de 100 mL (2) Hidróxido de Sodio Sólido 0,1 mol/L
Bureta de 25 mL Indicador (Fenolftaleina)
Espátula
Fiolas (2)
Pipeta de 1 y 10 mL
Vasos de Precipitados (2)

V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Experimento N° 1. Preparación de 100 mL de solución de hidróxido de sodio 0,1
mol/L.

1. Calcule la cantidad necesaria en gramos de Hidróxido de Sodio que se deben pesar
para preparar 100 mL de la solución básica 0,1 mol/L.

Precaución:
No toque las lentejas de NaOH ya que este compuesto es cáustico y sea cuidadoso al
manejar la espátula.

2. Emplee un vaso precipitado o beaker de 50 mL para pesar y disolver el sólido en un
volumen apropiado de disolvente. (TOME EN CUENTA LA PRECAUCIÓN
MENCIONADA)
3. Transvase el contenido del vaso precipitado al matraz aforado y complete con agua
destilada hasta la línea de aforo del envase, tape las soluciones y agítelas
suavemente por inversión del matraz e identifique.

Experimento N° 2. Alcalimetría. Valoración de la solución básica, utilizando para ello
una solución patrón de HCl 0.1 mol/L.

Esta valoración se hace con la finalidad de investigar o comprobar la concentración de la
base preparada anteriormente.

1. Llene la bureta con la solución ácida (solución patrón 0,1 mol/L aproximadamente)
proporcionada por el profesor.
2. Coloque en la fiola o matraz erlenmeyer 10 mL de NaOH 0,1 mol/L medidos con
una pipeta aforada de 10 mL. Agréguele dos gotas de indicador fenolftaleina.
Coloque un papel blanco debajo del Erlenmeyer.
3. Deje caer poco a poco la solución ácida de la bureta sobre la solución del
erlenmeyer agitando a cada caída de HCl. Maneje la llave de la bureta con una
mano (la izquierda) y con la derecha agite cuidadosamente el erlenmeyer (véase
figura # 1).
4. Deje caer gota a gota la solución ácida de la bureta sobre la solución básica
contenida en la fiola o matraz erlenmeyer agitando constantemente hasta
conseguir el punto de equivalencia, el cual se observa por el cambio de rosado a
incoloro

34

5. En este momento cierre la llave de la bureta y anote el volumen de ácido gastado.
6. Calcule la concentración de la base mediante la reacción de neutralización:
C (ácido) * V (ácido) = C (base) * V (base)
7. Anote los resultados en la tabla de datos.

Experimento N° 3. Preparación de 100 mL de solución ácido clorhídrico 0,1 mol/L

1. Determine la molaridad de la solución concentrada cuya densidad es 1,184 g/mL y 37
% en peso
2. Calcule el volumen de la solución concentrada necesaria para preparar la solución
utilizando la ecuación de neutralización, a partir de 100 mL de solución de HCl 0.1
mol/L, utilizando la ecuación de dilución :
C(concentrada) x V(concentrada) = C(diluída) x V(diluída)
Precaución:
No se debe agregar agua sobre el ácido, sino el ácido sobre el agua para evitar
desprendimiento de calor.
3. Mida el volumen con exactitud de la solución concentrada de HCl que se encuentra en
la campana utilizando una pipeta adecuada, transvase al matraz aforado de 100 mL
(el matraz debe contener previamente unos 20 mL de agua destilada) y complete con
agua destilada hasta la línea de aforo, tape las soluciones y agítelas suavemente por
inversión del matraz e identifique. (TOME EN CUENTA LA PRECAUCIÓN ANTES
MENCIONADA)

Experimento N° 4. Acidimetría. Valoración de la solución ácida.

Esta valoración se hace con la finalidad de investigar o comprobar la concentración de la
ácida preparada anteriormente.

1. Llene la bureta con la solución básica (solución patrón) estandarizada
anteriormente en el experimento # 1.
2. Mida 10 mL de HCl 0,1 mol/L (solución preparada en el experimento # 3) y
añádala en la fiola o matraz erlenmeyer.
3. Agregue dos gotas de indicador fenolftaleina. Coloque un papel blanco debajo del
erlenmeyer.
4. Deje caer poco a poco la solución básica de la bureta sobre la solución del
erlenmeyer agitando a cada caída de NaOH. Maneje la llave de la bureta con una
mano (la izquierda) y con la derecha agite cuidadosamente el erlenmeyer (véase
figura # 1).
5. Continúe agregando la solución básica cada vez con más lentitud y agitando.
Observe que el color desaparece cada vez más lentamente a medida que se agita
la disolución. Siga agregando solución básica, pero ahora gota a gota, y agite
hasta observar que la adición de una gota produce una coloración que permanece
varios segundos. Cuando se ha alcanzado el punto de equivalencia es suficiente
una gota de base para cambiar la solución de incolora a rosada.
6. Al observar el cambio de color, cierre la llave de la bureta y anote el volumen
gastado.
7. Calcule la concentración del ácido mediante la reacción de neutralización.
8. Anote los resultados en la tabla de datos.

35


Experimento N° 2. ALCALIMETRÍA. Valoración de la solución básica, utilizando para
ello una solución patrón HCl 0.1 mol/L.
Cb * Vb = Ca * Va
Tabla 2. Alcalimetría
Compuesto Químico Propiedad Valor y Unidad
NaOH Volumen (Vb)
HCl Volumen (Va)
HCl Concentración (Ca)

Experimento N° 4. ACIDIMETRÍA. Valoración de la solución ácida.

Cb * Vb = Ca * Va
Tabla 3. Acidimetría
Compuesto Químico Propiedad Valor y Unidad
HCl Volumen (Va)
NaOH Volumen (Vb)
NaOH Concentración (Cb)

VII. RESULTADOS EXPERIMENTALES

Experimento N° 2.

Tabla 4. Alcalimetría
Compuesto Químico Propiedad Valor y Unidad Error Relativo
NaOH Concentración (Cb)

Experimento N° 4.

Tabla 5. Acidimetría

Compuesto Químico Propiedad Valor y Unidad Error Relativo
HCl Concentración (Ca)


1. ¿Por qué se hace necesario el uso de indicadores en una titulación?
2. ¿Con qué objetivo se valoran las soluciones preparadas de ácido (experimento N°
3) y base (experimento N° 1)?
3. ¿Qué es un patrón primario y cuáles son sus características?
4. Que es solución patrón?
5. ¿Qué es Alcalimetría y Acidimetría?
6. ¿Qué se entiende por soluciones saturadas, insaturadas y sobresaturadas?
7. ¿En qué consiste el proceso de dilución de una solución?
8. ¿Cuáles son las formas más comunes de expresar la relación soluto – solvente?
Explique cada una de ellas.
9. Se tiene una solución de HCl al 37 % m/m de pureza de d = 112 g/mL

36

Calcular: a) Molaridad de la solución. b) Volumen de solución necesario para
preparar 100 mL de HCl 0,2 mol/L.
10. Para neutralizar completamente 20 mL de una solución de ácido nítrico HNO3 se
gastan 16,2 mL de una solución 0,4 Eq-g/L. Determine la normalidad del HNO3.
11. De un ejemplo de cómo se prepara una solución patrón.

Antes de iniciar el trabajo de laboratorio realice:

1. Cálculos necesarios para la preparación de una solución de HCl 0,1 mol/L.
(Experimento N° 3).
2. Cálculos necesarios para la preparación de 100 mL de NaOH 0,1 mol/L.
(Experimento N° 1)

IX. BIBILIOGRAFÍA RECOMENDADA

1. SKOOG, W. (1995). Química Analítica. Sexta Edición. Editorial Reverté.

37

AREA DE TECNOLOGIA

o
PRÁCTICA N 6
ASPECTOS CUALITATIVOS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

I. INTRODUCCIÓN

En la mayoría de las reacciones químicas se comprueba experimentalmente que la
conversión de unas sustancias en otras es a menudo incompleta, sin que importe el
tiempo de que disponga la reacción para realizarse. Estas reacciones que no terminan se
llaman reversibles. Este tipo de reacciones por lo general conducen a un estado de
equilibrio en donde las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales y las
concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes con el tiempo.

La característica más notable de un sistema en equilibrio es su habilidad para regresar al
equilibrio después que un cambio de condiciones modifica este estado. Este impulso para
conservar el estado de equilibrio lo define el Principio de Le Chatelier. Los cambios en
las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del
equilibrio para hacer que se forme una mayor o menor cantidad del producto deseado. En
las reacciones a estudiar en esta práctica se observarán las alteraciones que suceden en
el equilibrio cuando se modifican bien sea las concentraciones de los reactivos o
productos o bien la temperatura.

II. OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Analizar el comportamiento de un sistema en equilibrio químico cuando se somete a
diferentes perturbaciones con base en el Principio de Le Chatelier.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

 Observar el efecto que tiene la variación de la concentración de los reactivos y
productos en el equilibrio químico.
 Observar el efecto que tiene la variación de la temperatura en el equilibrio químico
de una reacción determinada.

III.-FUNDAMENTOS TEÓRICOS

Reacción Irreversible: Es aquel tipo de reacción química la cual llega a completarse y
ocurre en un solo sentido, es decir hay una conversión completa de los reactivos en
producto determinada por el agotamiento del reactivo limitante. Se representa de la
siguiente forma:
aA  bB  cC  dD

38

Reacción Reversible: Es una reacción química que no llega a completarse es decir
cuando se mezclan cantidades estequiométricas de reactivos no se convierten totalmente
en productos, debido a que antes de que esto ocurra la reacción inversa (de derecha a
izquierda) tiene lugar. Se representa de la siguiente forma:
aA  bB  cC  dD
La doble flecha indica que la reacción es reversible, es decir la reacción directa e inversa
ocurren simultáneamente.

Equilibrio Químico: La condición en la cual la concentración de todos los reactivos y
productos deja de variar con el tiempo se denomina equilibrio químico. Se establece
cuando la velocidad de formación de los productos a partir de los reactivos (velocidad de
la reacción directa) es igual a la velocidad de formación de los reactivos a partir de los
productos (velocidad de la reacción inversa).

Constante de Equilibrio Químico: Se define como el producto de las concentraciones
en el equilibrio (mol/L) de los productos, cada uno elevado a la potencia que corresponde
a su coeficiente en la ecuación balanceada, dividido por el producto de las
concentraciones en el equilibrio de los reactivos cada una elevada a su coeficiente en la
ecuación balanceada

aA  bB  cC  dD

Kc 
C c * Dd
Aa * Bb
Principio de Le Chatelier:

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o
concentración de algunos de los componentes, el sistema desplazará su posición de
equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación “.

 Cambio de concentración de reactivo o productos.
Si un sistema químico está en equilibrio y se agrega un sustancia (reactivo o producto) la
reacción se desplazará para reestablecer el equilibrio consumiendo parte de la sustancia
adicionada. En caso contrario, si se extrae una sustancia reactiva o producto la reacción
se lleva a cabo en el sentido que se forme parcialmente la sustancia removida.
 Cambio de volumen y presión.
Si un sistema está en equilibrio y su volumen por lo que su presión aumenta el sistema
responderá desplazando su posición de equilibrio para reducir la presión disminuyendo el
número total de moléculas de gas, menos moléculas de gas ejercen una presión menor.
A temperatura constante, la reducción del volumen (aumento de presión) de una mezcla
gaseosa en equilibrio origina que el sistema se desplace en el sentido que reduce el
número de moles de gas. En caso contrario un aumento de volumen (disminución de
presión) origina un desplazamiento del sistema en el sentido que aumenta el número de
moles de gas.
Si no hay diferencia entre el número de moles de los gases de los reactivos y los
productos, un cambio de volumen y presión no afecta la posición de equilibrio.

39

 Cambio de temperatura

Reacción endotérmica

Considere el siguiente equilibrio de una reacción endotérmica, un aumento de
temperatura a presión constante por adición de calor al sistema favorece la reacción
directa, eliminando parte del calor suministrado. Un descenso de temperatura favorece la
reacción inversa, para reponer parte del calor perdido.

A  B  Calor  C  D

Reacción exotérmica

Considere el siguiente equilibrio de una reacción exotérmica, un aumento de temperatura
a presión constante por adición de calor al sistema favorece la reacción inversa,
eliminando parte del calor suministrado. Un descenso de temperatura favorece la reacción
directa, para reponer parte del calor perdido.

A  B  C  D  Calor

 Introducción de un catalizador.
El catalizador afecta la energía de activación de la reacción directa e inversa por igual, es
decir cambia ambas reacciones por igual y el equilibrio se establece más rápidamente. Un
catalizador incrementa la rapidez con la que el equilibrio se alcanza pero no la
composición de la mezcla en el equilibrio.

V. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

Tabla 1. Materiales, reactivos y Equipos
 Dicromato de Potasio (K2Cr2O7)
0,1 mol/L.
 Cromato de Potasio (K2CrO4) 0,1
 Pipeta de 5 mL mol/L.
 Beaker de 50 mL  Hidróxido de Sodio (NaOH) 1
 Plancha de
 Tubos de ensayo mol/L
Calentamiento
 Goteros  Ácido Clorhídrico (HCl) 1 mol/L
 Gradilla  Cloruro de Cobalto Hexahidratado
(CoCl2.6H2O)
 Alcohol isopropílico
Agua destilada

V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento N° 1. Efecto de la variación de la concentración de los reactivos sobre
el equilibrio químico.

1. Identifique tres tubos de ensayo con las letras A, B y C.
2. Adicione a cada tubo de ensayo las siguientes cantidades de solución:
Tubo A: 10 gotas de la solución de cromato de potasio, K2CrO4, 0.1 mol/L (solución de
color amarillo).
40

Tubo B: 10 gotas de la solución de dicromato de potasio, K2Cr2O7, 0.1 mol/L (solución de
color anaranjado).
Tubo C: 10 gotas de la solución de cromato de potasio, K2CrO4, 0.1 mol/L y 10 gotas de la
solución de dicromato de potasio, K2Cr2O7, 0.1 mol/L.
3. Adicione 10 gotas de acido clorhídrico (HCl), 1 mol/L y agite.
4. Observe el color resultante en cada uno de los tubos y anote los resultados
5. Adicione a cada tubo de ensayo 10 gotas de la solución de hidróxido de sodio (NaOH),
1 mol/L y agite.
6. Observe el color resultante en cada uno de los tubos y anote los resultados

Reacción del equilibrio químico:

2CrO4  ( ac)  2H  ( ac)  Cr 2 O7   H 2 O(l )
2 2

Experimento N° 2. Efecto de la variación de la concentración y la temperatura sobre
el equilibrio químico.
1. Adicione en un tubo de ensayo 3 mL de la solución de cloruro de cobalto
hexahidratado (CoCl2.6H2O) en alcohol isopropílico, CH3CH(OH)CH3, (solución de
color azul).
2. Adicione agua hasta observar el cambio de color.
3. Adicione unas gotas de HCl concentrado hasta observar un cambio de color.
4. Sumerja el tubo de ensayo en un baño de agua fría y observe el cambio de color.
5. Caliente el tubo de ensayo en baño maría, sobre una plancha de calentamiento y
observe el cambio de color.

Reacción del equilibrio químico:

CoCl 
2
4 ( ac) 
 H 2 O(l )  CoH 2 O6
2
( ac)
 4Cl  ( ac) H  0
Azul Intenso Rosa pálido

V. DATOS EXPERIMENTALES:

Experimento N° 1.
Tabla 2. Efecto de la variación de la concentración de los reactivos sobre el equilibrio
químico.
Color
Tubo
Inicial Al adicionar HCl Al adicionar NaOH
A
B
C

Experimento N° 2.
Tabla 3. Efecto de la variación de la concentración y la temperatura sobre el equilibrio
químico.
Cambios Color Observado
Adición de H2O
Adición de HCl
Disminución de temperatura
Aumento de temperatura

41

VI. RESULTADOS EXPERIMENTALES.

Experimento N° 1.
Tabla 4. Efecto de la variación de la concentración de los reactivos sobre el equilibrio
químico
Sentido del desplazamiento de la reacción (Reactivo predominante)
Tubo
Al adicionar HCl Al adicionar NaOH
A
B
C

Experimento N° 2.
Tabla 5. Efecto de la variación de la concentración y la temperatura sobre el equilibrio
químico.
Cambios Sentido del desplazamiento de la reacción (Reactivo
predominante)
Adición de H2O
Adición de HCl
Disminución de temperatura
Aumento de temperatura

VII. PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS

1. Defina:
a. Reacción exotérmica
b. Reacción endotérmica
c. Ley de Acción de Masas
d. Velocidad de Reacción
2. Explique las características del equilibrio químico
3. Explique el significado de la constante de equilibrio.
4. ¿Cómo afectará la adición de energía calórica a la concentración de amoniaco (NH3)
presente en el equilibrio?
N2 (g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) + 22 Kcal
1. Considera la reacción en equilibrio:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
a) ¿La masa de CaCO3 aumentará si se adiciona CO2?.
b) ¿En qué sentido se desplazará el equilibrio si se elimina CaO?.
2. Analice como afecta la variación de presión al siguiente equilibrio.
N2O4 (g)  2NO2 (g)
Incoloro Gas pardo

VIII. BIBLIOGRAFÍA

1. BRADY, J. (1996). Química Básica Principios y Estructura. 7ma Edición. Limusa.
México.
2. BROWN, T. (1997). Química La Ciencia Central. 7ma Edición, Prentice Hall,
México.
3. WHITTEN, K. (1999). Química General. 5ta Edición, Mc Graw Hill, Madrid.

42

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