Practica de Laboratorio de Quimica Medica

 

F. M. H. UNI NAC “JOSÉ F USTINO SÁNCHEZ C RRIÓN”   UNI NAC “JOSÉ F HUACHO USTINO SÁNCHEZ C RRIÓN”  HUACHO

Universidad Nacional “José Faustino Sánchez Carrión” –  – Huacho

FACULTAD DE MEDICINA HUMANA ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE MEDICINA HUMANA

MANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO

CURSO: QUÍMICA MÉDICA DOCENTE :

Ing. Hector Jorge Castro Bartolomé

 ALUMNO (A): ...………………………….……………  

CICLO: …… GRUPO: …. MESA N° ……. 

HUACHO – 2015 Curso: Química Médica

Docentes: Ing. Hector Jorge Castro Bartolomé.

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F. M. H.

PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL. ÍNDICE Presentación…………………………….……………………………………………………………………..….. Presentación …………………………….……………………………………………………………………..…..   05

Recomendaciones para el trabajo en el Laboratorio Laboratorio…………………………………….……. …………………………………….…….   06 Práctica N° 01: Reconocimiento de Materiales, Materiales, instrumentos instrumentos y Equipos de laboratorio……….…… laboratorio……….…….. ..

10

Práctica N° 02: Operaciones Básicas en el Laboratorio…………………………………………………………… Laboratorio………………………………………………………………... …...   24

Práctica N° 03: Reacciones Químicas REDOX e Ión Electrón……………………………..…………………………. Electrón……………………………..………………………….   35

Práctica N° 04: Estequiometria – Estequiometria  – Obtención  Obtención del Oxígeno a partir del KClO3….….………………….……… ….….………………….………   47

Práctica N° 05: El estado Gaseoso – Gaseoso –  Comprobación de la Ley de Dalton…………………………….……….. Dalton…………………………….………..   54

Práctica N° 06: Preparación de d e Soluciones..…… Soluciones..………………………………………………… ……………………………………………………………….………….. ………………….…………..   62

Práctica N° 07: Valoración de Soluciones..…… Soluciones..……………………………………………………... ………………………………………………................................. ..............................

74

Práctica N° 08: Análisis de Aguas:…....….………………….………………………....……………………………..……….. Aguas:…....….………………….………………………....……………………………..………..   83

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Docentes: Ing. Hector Jorge Castro Bartolomé.

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Práctica N° 09: Ácidos y Bases:……....….………………….………………………....……………………………..……….. Bases:……....….………………….………………………....……………………………..………..  

94

Práctica N° 10: Cinética Química:… Química:…....….………………….…………… ....….………………….………………………....……………………………..……….. …………....……………………………..………..   103

Práctica N° 11: Propiedades y Reacciones de los Alcoholes…………………………..……………………………. Alcoholes…………………………..…………………………….  

114

Práctica N° 12: Propiedades y Reacciones de los Aldehído Aldehídoss y Cetonas:…………..…………………………. Cetonas:…………..………………………….  

122

Práctica N° 13: Propiedades y Reacciones de los Ácidos Carboxílicos:……………..…………………………. Carboxílicos:……………..………………………….  

130

Práctica N° 14: Propiedades y Reacciones de los carbohidratos:……………………..…………………………. carbohidratos:……………………..………………………….  

138

Bibliografía…………………………………………………………….………….. 146

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Docentes: Ing. Hector Jorge Castro Bartolomé.

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EVALUACIÓN EXPERIMENTAL DE QUÍMICA GENERAL

CRITERIOS DE EVALUACIÓN La siguiente tabla muestra los criterios, indicadores y puntaje con los cuales será evaluado el alumno en cada clase práctica de laboratorio. CRITERIO

INDICADORES

PUNTAJE

Se presenta a la hora

0,5

Se presenta tarde

0,0

Usa adecuadamente el mandil

0,5

Usa inadecuadamente ó no trae mandil

0,0

Maneja todos los materiales y reactivos correctamente

4,0

Manejo de

Maneja correctamente solo los materiales ó reactivos.

3,0

materiales y

Maneja algunos de los materiales correctamente

2,0

reactivos.

Maneja algunos de los reactivos correctamente.

2,0

No maneja ningún material ni reactivo correctamente.

0,0

Cumple la secuencia de operaciones en forma ordenada, completa y correcta.

4,0

Cumple la secuencia de operaciones en forma ordenada, incompleta pero correcta.

3,0

Cumple la secuencia de operaciones en forma ordenada, completa pero incorrecta.

2,0

Cumple la secuencia de operaciones en forma equivocada con resultados de medición.

1,0

Cumple la secuencia de operaciones en forma equivocada sin resultados de medición.

0,5

No ejecuta ninguna secuencia de operaciones

0,0

Realiza solo un ensayo y en forma correcta

4,0

Realiza el primer ensayo incorrecto y una repetición correcta.

3,0

Realiza el primer ensayo incorrecto y una o más repeticiones incorrectas.

2,0

Realiza el primer ensayo incorrecto y ninguna repetición

1,0

No ejecuta ningún ensayo

0,0

Presenta un cálculo correcto y una respuesta con un error relativo del  5%

3,0

Presenta un cálculo correcto y una respuesta con un error relativo de 5% a 10%.

2,0

Presenta un cálculo correcto y una respuesta con un error relativo mayor al 10%.

1,5

Presenta un cálculo incorrecto.

1,0

Presenta solo el cálculo planteado correctamente.

0,5

No hizo cálculos.

0,0

Puntualidad

Mandil

Criterio de análisis

repeticiones

Cálculos y resultados

Las conclusiones y recomendaciones son coherentes con el tema, y las citas bibliográficas están expresadas correctamente.

Recomendaciones y

Solo presenta conclusiones y recomendaciones.

2,0

Bibliografía

Solo presenta uno de ellos

1,0

No presenta ninguno de los anteriores.

0,0

Deja la mesa de trabajo limpia, y los materiales utilizados enjuagados y ordenados.

1,0

Deja la mesa de trabajo sin limpiar, pero los materiales de trabajo enjuagados sin ordenar. Deja la mesa de trabajo sin limpiar y los materiales utilizados sin enjuagar ni ordenar.

0,5

4,0

4,0

4,0

3,0

3,0

1,0

0,0

Puntaje total

Curso: Química Médica

0,5

3,0

Conclusiones

Limpieza y orden

0,5

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PRESENTACIÓN El curso de Química Médica, es un curso básico teórico práctico, y como parte de la ciencia fáctica, se basa en la experimentación. Esto quiere decir que existe una estrecha correlación entre los conocimientos teórico realizado en el aula y su demostración en el laboratorio. Por lo antes expuesto, el propósito de realizar este manual, es el de brindar a los alumnos del primer ciclo de la Escuela Académico Profesional de Medicina Humana, una herramienta que les servirá de guía para que así no tengan dificultad en el cumplimiento del curso. Todas las prácticas que se han tomado en cuenta son producto de la selección de la cuantiosa bibliografía que existe en nuestro medio y de la experiencia adquirida en las aulas universitarias, además también se ha tomado en cuenta la realidad de nuestro laboratorio, para que las prácticas contenidas en este manual se puedan realizar al 100%, se tendrá que prestar algunos equipos de otras escuelas pero al final se lograra cumplir la realización de todas las experiencias. Cada práctica contendrá los puntos básicos para realizar un informe de laboratorio y servirá para que el alumno se familiarice con los informes científicos a presentar en los demás cursos de su carrera que llevará en el mismo ciclo o en ciclos posteriores. Además el alumno tendrá que reportar semanalmente el manual para su respectiva calificación, el cuál servirá para que ellos logren esforzarse cada día más y subir en sus notas. Es nuestro deber hacer recordar al alumno que todo experimento debe realizarse con sumo cuidado, ya que se llegará a trabajar con reactivos químicamente puros y para tener la certeza de que no suceda accidentes de ningún tipo, se recomienda que el alumno actúe de la manera correcta no sin antes haber leído las normas de seguridad y los pasos a seguir en cada experiencia. Los Autores. Curso: Química Médica

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RECOMENDACIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO. 1.  El laboratorio de química es un lugar donde se desarrollan prácticas elegidas por el docente para confirmar y reafirmar los conocimientos teóricos impartidos en el salón de clase. 2.  Cada alumno deberá ser parte de un equipo. 3.  Se pedirán los materiales que utilicen bajo un listado y con un documento, el cual se le entregará cuando finalice la sesión. 4.  Al realizar cada práctica deben seguirse las instrucciones, observar y registrar lo que sucede. 5.  No deberá cambiar los reactivos de mesa, ya que los equipos de soluciones que son necesarios para cada uno de los análisis serán puestos completos en su mesa de trabajo. Si llegara a faltar algún reactivo en su mesa, favor de pedirlo al encargado (a), no lo tome de otra mesa, pues esto ocasiona una pérdida de tiempo a los demás y el riesgo de contaminación del mismo. 6.  Asista a la explicación de su práctica al inicio de cada sesión, se evitará muchas dudas a la hora de trabajar. 7.  Se asesorará y resolverán las preguntas durante el análisis de cada grupo. 8.  Es importante señalar la necesidad de seguir todos los pasos indicados en cada práctica para obtener los resultados correctos de cada experimento. En todos los experimentos deberán anotarse las observaciones, las ecuaciones químicas (si hubieran), los resultados, los gráficos (dibujos, fotos, laminas, etc.) y al final de cada practica, las conclusiones, recomendaciones y bibliografía. 9.  En el caso de que el experimento no resultara como está planeado, el alumno deberá investigar, consultar y agotar todas las posibilidades para lograr un desarrollo correcto. Si no se lograra el objetivo de la práctica, debe preguntar al docente, él le explicara en donde está la falla y la manera de corregirla. 10.  De esta forma se logrará desarrollar una actitud crítica hacia la materia, un mejor aprovechamiento de clase práctica y un apoyo mayor a la clase teórica. 11.  Todos los desperdicios sólidos que se generen, se deben arrojar a los tachos de basura y no en los lavaderos, para evitar que las tuberías se tapen y den un mal aspecto al laboratorio. 12.  Todas las prácticas se reportarán en la guía o en el manual destinado para el laboratorio, y si es necesario adicionar o pegar mas hojas. 13.  No se permitirán dos o más faltas a las prácticas ya que son irrecuperables. Curso: Química Médica

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MEDIDAS DE SEGURIDAD EN UN LABORATORIO.

1.  No deben efectuarse experimentos no autorizados, a menos que estén supervisados por el docente. 2.  Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente o al auxiliar del laboratorio 3.  Uso indispensable de mandil ó guardapolvo como medida de protección. 4.  No pipetée los ácidos ni bases, puede llegar a ingerirlos. 5.  Lea cuidadosamente la etiqueta del frasco hasta estar seguro de que es el reactivo que necesita, no utilice reactivos que estén en frascos sin etiqueta. 6.  Después de que utilice utilice un reactivo tenga la precaución de cerrar buen el frasco. 7.  Los tubos de ensayo calientes, con líquido o no, deben colocarse en una gradilla de alambre o dentro de un vaso de precipitados. 8.  Cuando se calientan sustancias contenidas en un tubo de ensayo, no se debe apuntar la boca del tubo al compañero o a sí mismo, ya que pueden presentarse proyecciones del liquido caliente 9.  La dilución de ácidos concentrados debe hacerse de la siguiente manera:  

Utilizar recipientes de pared delgada.

 

Añadir lentamente el ácido al agua resbalándolo por las paredes del recipiente, al mismo tiempo que se agita suavemente. suavemente. NUNCA AÑADIR AGUA AL ÁCIDO, ya que puede formarse vapor con violencia explosiva.

 

Si el recipiente en el que se hace la dilución se calentara demasiado, interrumpir de inmediato y continuar la operación en baño de agua o hielo.

10.  No se debe probar ninguna sustancia. Si algún reactivo se ingiere por accidente, se notificará de inmediato al docente. 11.  No manejar cristalería u otros objetos con las manos desnudas, si no se tiene la certeza de que están fríos. 12.  No se debe oler directamente una sustancia, sino que sus vapores deben abanicarse con la mano hacia la nariz. 13.  No tirar o arrojar sustancias químicas, sobre nadantes del experimento o no, al desagüe. En cada práctica deberá preguntar al profesor sobre los productos que pueden arrojar al desagüe para evitar la contaminación de ríos y mares. 14.  Cuando en una reacción se desprendan gases tóxicos o se evaporen ácido, la operación deberá hacerse bajo una campana de extracción. Curso: Química Médica

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15.  Los frascos que contengan los reactivos a emplear en la práctica deben mantenerse tapados mientras no se usen. 16.  No trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo. 17.  No trasladar por ningún motivo el mechero de alcohol prendido, de un grupo a otro. 18.  No ingerir alimentos ni fumar dentro del laboratorio. 19.  Coloca los aparatos y reactivos lejos del borde de la mesa. 20.  Mantén las sustancias inflamables lejos de las llamas de los mecheros, y no las calientes o destiles directamente con el mechero. 21.  Nunca mires por la boca de los tubos de ensayo o matraces cuando se está realizando una reacción, en previsión de salpicaduras. 22.  En general, todos los productos deben mezclarse en pequeñas cantidades y despacio. 23.  Se deberá mantener una adecuada disciplina durante la estancia en el laboratorio, evita los desplazamientos innecesarios y nunca corras. 24.  Estar atento a las instrucciones del docente y concentrado en lo que haces. 25.  Al acabar, deja limpio y seco el material y puesto de trabajo.

SUSTANCIAS QUE DEBEN USARSE CON PRECAUCIÓN

Todas las que se utilizan en las operaciones y reacciones en el laboratorio de química son potencialmente peligrosas por los que, para evitar accidentes, deberán trabajarse con cautela y normar el comportamiento en el laboratorio por las exigencias de la seguridad personal y del grupo que se encuentre realizando una práctica. Numerosas sustancias orgánicas e inorgánicas son corrosivas o se absorben fácilmente por la piel, produciendo intoxicaciones o dermatitis, por lo que se ha de evitar su contacto directo; si este ocurriera, deberá lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada.

RECOMENDACIONES PARA EL MANEJO DE ALGUNAS SUSTANCIAS ESPECÍFICAS.

 

Ácido Fluorhídrico (HF)

Causa quemaduras de acción retardada en la piel, en contacto con las uñas causa fuertes dolores, y sólo si se atiende a tiempo se puede evitar la destrucción de los tejidos incluso el óseo. Curso: Química Médica

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 

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Ácido Nítrico (HNO3)

Este ácido daña permanentemente los ojos en unos cuantos segundos y es sumamente corrosivo en contacto con la piel, produciendo quemaduras, mancha las manos de amarillo por acción sobre las proteínas.

 

Ácido Sulfúrico (H2SO4), Fosfórico (H3PO4) y Clorhídrico (HCl)

Las soluciones concentradas de estos ácidos lesionan rápidamente la piel y los tejidos internos. Sus quemaduras tardan en sanar y pueden dejar cicatrices. Los accidentes más frecuentes se producen por salpicaduras y quemaduras al pipetearlos directamente con la boca.

¿QUÉ HACER EN CASO DE ACCIDENTE?

En caso de accidente en el laboratorio, hay que comunicarlo inmediatamente al docente.  

Salpicaduras por ácidos y álcalis

Lavarse inmediatamente y con abundante agua la parte par te afectada. Si la quemadura fuera en los ojos, después de lavado, acudir al servicio médico. Si la salpicadura fuera extensa, llevar al lesionado al chorro de la regadera inmediatamente y acudir después al servicio médico.

 

Quemaduras por objetos, líquidos o vapores calientes

Aplicar pomada para quemaduras o pasta dental en la parte afectada. Es caso necesario, proteger la piel con gasa y acudir al servicio médico.

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P R Á C T I C A N° 01

RECONOCIMIENTO DE MATERIALES, INSTRUMENTOS  Y EQUIPOS DE LABORATORIO 

I. OBJETIVOS:  

Reconocer, describir, comprender la estructura y materiales empleados en la fabricación de los materiales, instrumentos y equipos de más uso en los trabajos de laboratorio.

 

Identificar por el nombre, clasificación y señalar los usos y funciones de cada uno de ellos.

 

Familiarizar al estudiante con los materiales, instrumentos y equipos de laboratorio para su mejor uso.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO 1.  Método de trabajo en el laboratorio  laboratorio  Los experimentos realizados durante el desarrollo de una práctica constituyen una oportunidad única para familiarizarse de los hechos y leyes que rigen el desarrollo de las ciencias químicas. El método de trabajo en el laboratorio constituye en sí el método científico y el cuál tiene las siguientes etapas:  

Observación del fenómeno.

 

Registro de datos.

 

Organización de las observaciones. o bservaciones.

 

Formulación de la hipótesis.

 

Comprobación experimenta experimental.l.

 

Conclusiones lógicas.

 

Comunicación de los resultados resultados..

Para nuestras prácticas en el laboratorio de hecho que se tendrá que seguir dichos pasos. Curso: Química Médica

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2.  Materiales instrumentos y equipos

Para clasificar la gran variedad de materiales, instrumentos y equipos se eligen dos criterios generales para su mejor estudio y son:

a)  Por clase de material empleado en su fabricación:  fabricación:  

a.1. Material de madera:  madera:  Su empleo es muy variado, debido a su fácil destrucción cuando está en contacto con agentes químicos corrosivos. Ejemplo: gradillas para tubos, soportes para embudos.

a.2. Material de vidrio: Las que pueden ser puestas en contacto directo con la fuente de calor. Ejemplo: vaso de precipitado, matraces, tubos de ensayo, balones etc.

a.3. Material de arcilla: Se arcilla: Se emplea en la fabricación de materiales que sean resistentes a elevadas temperaturas. Ejemplo: crisoles, cápsulas, etc.

a.4. Materiales de acero:  acero:   Es un material de alta resistencia física y viene a ser una mezcla de hierro, cromo níquel, bronce, latón, carbón, etc. Ejemplo: soporte universal y pinzas.

a.5. Materiales de plástico: es plástico: es muy poco empleado en relación a los otros materiales, porque son atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ejemplo: picetas, cuentagotas.

b) Por su uso específico:

b.1 Material para medición: Metro, probetas graduadas, buretas, pipetas, picnómetro, cuentagotas, vasos de precipitado, matraces de erlenmeyer, etc. Curso: Química Médica

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b.2 Instrumentos para medición: Balanzas, densímetro, barómetro, manómetro, voltímetro, amperímetro, potenciómetro, cronómetro, termómetros, etc.

b.3 Materiales para separación:  separación:   Embudos, matraces de filtración, papel de filtro, tamices metálicos, etc. b.4 Equipos para separación: De absorción, de secado, centrífugas, decantadores, de extracción, de destilación, etc.

b.5 Para mezclas: Tubos de prueba, vasos de precipitado, matraz erlenmeyer, erlenmeyer, balones, crisoles, cápsulas de evaporación, fiolas, lunas de reloj, cristalizadores, cristalizadores, etc.

b.6. Materiales para calentamiento: Mecheros, hornos eléctricos, mufla, planchas eléctricas, etc.

b.7 Materiales para soporte o sostén: Soporte universal, pinzas, trípode, gradillas, nueces, rejillas, triangulo, anillo de extensión.

b.8 Materiales para conservación: Frascos para reactivos, picetas, frascos desecadores, frascos goteros, etc.

b.9 Materiales para reducción de tamaño: Morteros, tijeras, cuchillas, lima.

b.10 Materiales para uso diversos: Varillas de vidrio (vaguetas), mangueras mangueras,, espátulas, tubos de vidrio, trampa de d e vació, luna de reloj, escobillas, etc.

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III. DESCRIPCIÓN DE LAS CARACTERÍSTICAS, FUNCIONES O USOS DE LOS MATERIALES, INSTRUMENTOS Y EQUIPOS El alumno llenará los espacios libres de los materiales y equipos que quedaran sin describir; además tendrá que realizar el diagrama de los equipos ó materiales con la ayuda de la bibliografía.

MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCIÓN …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Tubo de ensayo.

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Gradilla.

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Pipetas.

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Vaso de precipitados.

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

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DESCRIPCIÓN …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Probeta.

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Vagueta.

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Fiola.

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... Embudo.

......................................................... .........................................................

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ........................................................ Pera de decantación.

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

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DESCRIPCIÓN …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Luna de reloj.

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Balones.

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Bureta. 

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... Matraz Erlenmeyer.

......................................................... .........................................................

…………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Matraz Kitasato.

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

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DESCRIPCIÓN …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Embudo Buchner.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Matraz de destilación.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Escobilla. 

Pisceta.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Tubo para centrífuga.

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

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DESCRIPCIÓN …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Frasco gotero.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Mechero de alcohol.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Mechero de bunsen. 

Crisol.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Cápsula de porcelana.

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

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DESCRIPCIÓN …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Trípode  

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Rejilla con cerámica.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Triangulo con porcelana. 

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... Termómetro.

......................................................... ......................................................... …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Densímetro.

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

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DESCRIPCIÓN …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Soporte universal.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Nuez.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Aro soporte. 

Pinzas.

Tenaza.

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…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

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DESCRIPCIÓN …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Mortero.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Papel de filtro.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Espátula ó Cucharilla. 

…………………………………….................. …………………………………….................. .........................................................

Desecador.

......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Tubo refrigerante.

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EQUIPO

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DESCRIPCIÓN …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Destilador.

…………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Balanza.  

……………………………………................... ……………………………………....... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... Centrífuga. 

…………………………………….................. …………………………………….................. .........................................................

Estufa.

......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... …………………………………….................. …………………………………….................. ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

Horno.

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IV. CUESTIONARIO:

1.  ¿Qué tipos de vidrios existen? y ¿Cuáles se utilizan en el laboratorio?. ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………………………………… ..……………………………. …………………………….  

2.  ¿Porqué los frascos de sustancias ácidas no pueden guardarse cerca de los frascos de sustancias básicas hidróxidos?. …………………………………………………………………………………..…………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………

3.  ¿Porqué hay reactivos reactivos que no se pueden pueden guardar en fras frascos cos transparentes transparentes y se guardan en frascos oscuros?. ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………… ..………………………………………. ……………………………………….  

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4.  ¿Qué tipos de termómetros termómetros existen? y ¿Cuál es el uso que se les da? ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………….   ……………………………………………………………………………………………………………………………….

V. CONCLUSIONES:  

…………………………………………………….…………………….…………………………………………   …………………………………………………….…………………….…………………………………………

 

…………………………………………………….…………………….…………………………………………   …………………………………………………….…………………….…………………………………………

 

…………………………………………………….……………………………………………….………………   …………………………………………………….……………………………………………….………………

 

…………………………………………………….…………………….…………………………………………   …………………………………………………….…………………….…………………………………………

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VI. RECOMENDACIONES: RECOMENDACIONES:  

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…………………………………………………….…………………….………………………….……………   …………………………………………………….…………………….………………………….……………

 

…………………………………………………….……………………………………………..………………   …………………………………………………….……………………………………………..………………

 

…………………………………………………….……………………………………………..………………   …………………………………………………….……………………………………………..………………

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VII. BIBLIOGRAFÍA: o  …………………………………………………….………………………………..………….………………   …………………………………………………….………………………………..………….………………  

…………………………………………………….………………………………..………….………………   …………………………………………………….………………………………..………….………………

 

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Curso: Química Médica

Docentes: Ing. Hector Jorge Castro Bartolomé.

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P R Á C T I C A N° 02

OPERACIONES BÁSICAS EN EL LABORATORIO 

I. OBJETIVOS:  

Aprender el uso correcto de equipos como centrifuga, estufa, extracción Y filtración.

 

Verificar experimentalmente los conceptos teóricos de las principales operaciones químicas fundamentales como la decantación y la precipitación.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO 2.1  OPERACIONES COMUNES DE LABORATORIO DE QUÍMICA 2.1.1  Precipitación: Precipitación:   La precipitación es un fenómeno físico que ocurre cuando una reacción química produce un compuesto con mayor densidad que el medio donde se encuentran los reactantes, lo que produce que se vaya al fondo del contenedor donde se formó. La precipitación se usa mucho en análisis cualitativo o cuantitativo y se realiza de forma controlada para identificar elementos o para identificar puntos de equilibrio (siempre está presente una reacción química). La sustancia que ocasiona la precipitación, se llama precipitante y el líquido que queda en el vaso por encima del precipitado se llama líquido sobrenadante.

2.1.2  Decantación: La decantación es un proceso físico especial para separar mezclas heterogéneas, estas pueden ser exclusivamente líquido - líquido ó sólido - líquido. La decantación se basa en la diferencia de densidades entre los dos componentes, que hace que dejados en reposo, ambos se separen hasta situarse el más denso en la parte inferior del envase que los contiene. De esta forma, podemos vaciar el contenido por arriba (si queremos tomar el componente menos denso) o por abajo (si queremos tomar el más denso). Curso: Química Médica

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En la separación de dos líquidos no miscibles, como el agua y el el aceite,  aceite, se  se utiliza una ampolla una  ampolla de decantación que consiste en un recipiente transparente provisto de una llave en su parte inferior. Al abrir la llave, pasa primero el líquido de mayor densidad y cuando éste se ha agotado se impide el paso del otro líquido cerrando la llave

2.1.3  Sedimentación: La Sedimentación es el proceso que consiste en dejar en reposo una solución que contiene un precipitado, para que todo el precipitado se asiente en el fondo del recipiente por la influencia de la fuerza de la gravedad.

2.1.4  Centrifugación: Es un método asequible para la separación de un sólido y un líquido, es una técnica muy empleada en la industria ya que presenta grandes ventajas sobre otras técnicas; se utiliza un equipo denominado CENTRIFUGA, donde las partículas sólidas suspendidas en el líquido, son empujadas hacia el fondo, formando el precipitado, mientras que la fase líquida, queda en la parte superior, denominándose centrifugado.

2.1.5  Secado: En análisis cuantitativo se emplea el secado para eliminar la humedad de las muestras sólidas, deshidratación de productos y para secar precipitados. Corrientemente, se llama secado secado cuando la temperatur temperaturaa no excede a 250°C. Para las muestras húmedas se coloca el material pesado en un vidrio de reloj o pesa sustancias y se introduce a la bandeja de la estufa. Llevar a una temperatura entre 100 y 110°C. luego de unos minutos entre 15 y 30, sacarlo enfriarlo en una estufa y pesarlo; luego llevar unos 5 minutos nuevamente, enfriarlo y pesarlo nuevamente; repetir esta operación hasta obtener dos pesada iguales y proceder a calcular el porcentaje de humedad. Para la deshidratación de productos. Cuando interesa conocer el porcentaje de agua de una sal hidratada, se toma una cantidad de esta y se introduce en una estufa de sacado, colocada en un vidrio de reloj ó cápsula de porcelana. La Curso: Química Médica

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temperatura de deshidrataciones particular de cada sustancia, debiéndose consultar la bibliografía antes de realizar dicho proceso. Al cabo de 1 ó 2 horas se puede sacar de la estufa, dejándola enfriar en un desecador y pesándola. La diferencia de peso corresponde al agua de hidratación eliminada.

2.1.6  Filtración: La filtración es el método más simple que sirve para separar mezclas sólido-líquido, consiste en hacer pasar la solución sólido-líquido a través de un medio poroso como filtro, lana de vidrio, crisol filtrante, arena, amianto, etc. Cuya misión es retener las partículas sólidas. Para esta operación en el laboratorio se emplea generalmente un embudo con papel de filtro doblado debidamente. Después de la filtración el sólido que se queda adherido al papel de filtro se denomina RESIDUO y el líquido que pasa a través del filtro se le denomina FILTRADO. 2.1.7  Destilación: Proceso físico que sirve para separar mezclas homogéneas que tienen varios componentes. Este proceso se fundamenta en las distintas volatilidades de las sustancias presentes en la mezcla. La destilación presenta varias etapas, la primera es el calentamiento de la solución, luego la vaporización del componente más volátil y la tercera etapa es la condensación de dicho componente cuando ingresa al tubo refrigerante. 2.1.8  Extracción: La extracción es una técnica que consiste en separar un componente de una mezcla por medio de otro solvente que no reacciona químicamente con el primer solvente. Esta técnica se aplica preferentemente en la extracción de drogas de las plantas. Cuando la solubilidad de una planta es lo suficientemente grande, se colocan por ejemplo, las hojas, flores, tallos, completamente secos con el disolvente por espacio de 10 días o más, después se filtra. Si se trata de extraer líquidos basta agitarlos en un embudo de separación. Curso: Química Médica

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III. MATERIALES Y REACTIVOS:

3.1. Materiales y equipos:

 

Tubos de ensayo

 

Vasos de precipitación

 

Embudo de vástago largo

 

Embudo de separación

 

Matraz erlenmeyer

 

Papel de filtro

 

Pisceta

 

Varilla de agitación

 

Pipeta graduada de 10 ó 5 ml



  Balanza.   Centrifuga.

3.2. Reactivos:

 

Agua turbia

 

Agua destilada

 

Alumbre

 

Oxido de calcio

 

Nitrato de plomo II

 

Ácido Clorhídrico

 

Cromato de Potasio

 

Yodo sólido

 

Yoduro de potasio

 

Bencina.   Bencina.

¡Dibujar los materiales materiales equipos equipos y rreactivos eactivos Curso: Química Médica

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXPERIMENTA EXPERIMENTAL: L:

1.1 Experimento N° 01: Precipitación y Decantación: 1.  En un vaso de precipitación de 250 ml tomar una muestra aproximada de 200ml de agua turbia. 2.  Agregue aproximadamente 15 ml de solución de Alumbre y luego 5 ml de cal apagada. 3.  Agitar vigorosamente la mezcla anterior con una varilla de vidrio ó de plástico, y dejar en reposo por aproximadamente ½ hora. 4.  Anote las observaciones que más le llame la atención y la reacción si hubiera.

Reacción:

………….…………………………………………………………………………….. ………….…………………………………………………………………………… .. ..………………………………………………………………………………………. ……………………………………………………………………………………….  

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..…………………………………………………………………………………. .………………………………………………………………………………………………………………………….. .………………………………………………………………………………………………………………………… ..… … 

Gráfico:

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1.2 Experimento N° 02: Precipitación:

Parte A: 1.  En un tubo de ensayo, coloque 3 ml de una solución de Nitrato de plomo(II), luego añadir 1,5 ml de ácido clorhídrico. 2.  Agitar la mezcla de dichas sustancias y dejar en reposo. 3.  Anotar las observaciones correspondient correspondientes. es.

Parte B: 1.  En un tubo de ensayo, coloque 3 ml de una solución de Nitrato de plomo(II), luego añadir 3 ml de solución de cromato de potasio. 2.  Agitar la mezcla de dichas sustancias y dejar en reposo. 3.  Anotar las observaciones correspondient correspondientes. es.

Reacción:

………….………………………………………………………………………. ……….……………………………………………………………………….   ……………………………………………………………………………….….   ……………………………………………………………………………….….

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..………………………………………………………………………………….   ……………………………………………..………………………………………………………………………………….

Gráfico:

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1.3 Experimento N° 03: Centrifugación: 1.  En un tubo de centrifuga tome una muestra del experimento N° 02 la parte “A” ó “B”, que demoro mas en precipitar el sólido, en un aproximado de ¾ de su capacidad. 2.  Coloque dicho tubo dentro de la centrífuga, asegurando su respectivo contrapeso. 3.  Prender la centrifuga y hacerla funcionar durante 60 segundos. 4.  Apague la centrifuga y espere que se detenga por sí sola, luego sacar los tubo. 5.  Anote las observaciones que más le llame la atención.

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..…………………………………………… …………………………………… ………..…………………………………………………………………………………. …………………………………….  

Gráfico:

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1.4 Experimento N° 04: Filtración. Antes de proceder al filtrado aprenderemos a doblar correctamente el papel de filtro (tal como se muestra en la siguiente figura).

Recortar un círculo de papel de filtro de tamaño adecuado al embudo

Doblarlo por la mitad

Doblar el semicírculo por la mitad

a

a

b

 Abrir el papel al semicírculo

Doblar cada mitad del semicírculo por la mitad (Pliegues a y b hacia el mismo lado)

a c

b

 Abrir el papel al semicírculo (Pliegues a, b y c  hacia el mismo lado

a c

Doblar cada cuarto del semicírculo por  Abrir el filtro la mitad, de manera que los pliegues pliegu es se dispongan alternativamente (Pliegues b y d hacia el lado contrario)

1.  Coloque el papel de filtro dentro de un u n embudo de vástago largo, humedézcalo con agua destilada para que el papel quede adherido a la pared del embudo. 2.  Tome la muestra de cualquiera de los experimentos anteriores, agítela y proceda a efectuar la filtración. 3.  Anote sus observaciones y responder si: ¿En el experimento hay una reacción química?. ¿Cómo se denomina y de qué color es la fase sólida?. ¿Cómo se denomina y de qué color es la fase líquida?. Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..…………………………………………………………………………………   ……………………………………………..………………………………………………………………………………… Gráfico:

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1.5 Experimento N° 05: Extracción. 1.  En un embudo de separación separación coloque aproximadamente 10 ml de un unaa solución de yodo. 2.  Añada aproximadamente 5 ml de bencina. 3.  Agite con cuidado la mezcla por espacio de 30 segundos. 4.  Dejar en reposo esta solución. 5.  Separar ambas fases y vuelva agregar la primera fase dentro del embudo. 6.  Agregue más bencina al embudo. Repetir todo el proceso una vez más hasta que se pierda la coloración de las fases. 7.  Registre sus observaciones.

Observación: ………………………………………………………………………………...……………………………………………… ………………………………………..…………………………………………………………………………………….. ………………………………………..……………………………………………………………………………………

Gráfico: Dibuje un esquema y señale ambas fases.

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V. CUESTIONARIO

1.  Explique, si mediante la técnica de decantación se logra la separación total de la sustancia que se quiere separar. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………..……………………..…….   …………………………………………………………………………………………..……………………..…….

2.  Si no tuviera Alumbre y quisiera clarificar el agua turbia, que otras sustancias utilizaría para lograr la clarificación. Dar unas 4 sustancias como mínimo. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………………………………… …………..………………………………………………………………………………………………………...…   …………..………………………………………………………………………………………………………...… 3.  Defina que es un filtro. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………..……….... ……………………………………………………………………………………………………………..………..

4.  ¿Qué características debe tener un papel filtro? ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………….…………... …………………………………………………………………………………………………………….………….

5.  ¿Por qué las suspensiones caliente calientess se filtran más rápido, que frías? ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………….………….   …………………………………………………………………………………………………………….………….

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6.  ¿Qué método aplicaría Ud. para separar mezclas homogéneas y que proceso para separar mezclas heterogéneas. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………….………………….…………   ………………………………………………………………………………………….………………….………… 7.  Además de los métodos de separación mencionados en la práctica. Investigue otros métodos más utilizados en laboratorio. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………….……….   ……………………………………………………………………………………………………………….……….

VI. CONCLUSIONES:  

…………………………………………………………………….………………   …………………………………………………………………….………………

 

………………………………………………………………………….…………   ………………………………………………………………………….…………

 

……………………………………………………………………………….……   ……………………………………………………………………………….……

 

……………………….………………………..………………………………….   ……………………….………………………..………………………………….

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VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

…………………………………….…………………………….………………   …………………………………….…………………………….………………

 

………………………………….…………………………………….…………   ………………………………….…………………………………….…………

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o

   

o

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VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

…………………..……………………………………………….………………   …………………..……………………………………………….………………

 

………………………………..……………………………………….…………   ………………………………..……………………………………….…………

 

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P R Á C T I C A N° 03

REACCIONES QUÍMICAS REDOX E IÓN ELECTRÓN 

I. OBJETIVOS:

 

Reconocer los estados de oxidación de los diferentes elementos que participan en una reacción química y determinar los agentes oxidante y reductor.

 

Formulas las ecuaciones químicas iónicas y moleculares, así como determinar el medio ácido, básico ó neutro, en que ocurre la reacción.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

En las reacciones de oxidación-reducción, las partículas que se transfieren son electrones, lo cual cambia los estados de oxidación de los elementos que intervienen en la reacción. Los elementos que transfieren electrones (pierden) aumentan su estado de oxidación y se dice que se ha oxidado. Los átomos que ganan electrones se reducen. A las sustancias cuyos átomos suministran los electrones se les denominan agentes reductores, reductores, ya que provocan la reducción de los átomos que lo reciben. Se les llama agentes oxidantes a los que causan c ausan la oxidación de los átomos que ceden electrones.

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1.1 Reglas para determinar el Número de Oxidación (N.O): 1.  Un elemento en estado libre, es decir sin combinarse presenta N.O. iguala a cero: O20, N20, Cu0, Fe0.................. 2.  El hidrógeno tiene N.O. +1 excepto en los hidruros metálicos donde actúa con – con  –1. 1. 3.  El oxígeno tiene N.O.  –2,  –2, excepto en los peróxidos (-1) y en el fluoruro de oxígeno OF2 donde actúa con +2. 4.  Los metales alcalinos (IA): (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) tienen N.O +1. 5.  Los metales alcalinos térreos (IIA): (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) tienen N.O +2. 6.  los halógenos (VIIA): (F, Cl, Br, I) tienen N.O – N.O  –1, 1, cuando están unidos a metales o al hidrógeno. 7.  Los anfígenos (VIA): (O, S, Se, Te) tienen N.O. -2 cuando, están unidos a metales o al hidrógeno. 8.  La suma algebraica de los N. O. de los elementos de un compuesto químico es igual a cero, pero en un ion poli atómico, es igual a su carga. Ejemplo:    

Na2 C O3  

Na2+1 Cx

O3-2 

2(+1) + (x) + 3(-2) = 0

 x =

+4

[ Mn O4 ]-1  

[ Mnx O4-2 ]-1

x + 4(-2) = -1

x =

+7

1.2  MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN: Se aplica a reacciones Redox que ocurren en soluciones acuosas de carácter ácido, con presencia de ácidos fuertes (H 2SO4, HCl, HNO3, etc.) o de carácter básico, con presencia de bases fuertes (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, etc.); la solución acuosa también puede ser neutra (ni ácida ni básica). Para balancear la ecuación Redox según este método, solo consideramos las especies iónicas o moleculares que sufren el fenómeno Redox, por lo tanto no se consideran los iones espectadores; para ello debe tenerse en cuenta que ciertas sustancias no se ionizan en H2O se deben represent representar ar mediante su fórmula molecular. Curso: Química Médica

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Para balancear ecuaciones por el método de semireacciones se siguen los siguientes pasos: 1.  Se escriben en forma separada las dos semireacciones (de oxidación y de reducción). 2.  Balancee cada semireacción separadamente, tanto en masa como en carga; para el balance se debe tener en cuenta el medio ácido ó básico:

2.2.1  Medio Ácido (H+): a.  En el lado donde falta O  se añade una molécula de H2O por cada átomo de O  deficitario. b.  En el lado donde falta H se añade iones H+  en cantidad igual al número de H deficitarios.

-

2.2.2  Medio Alcalino ó Básico (OH ): a.  En el lado donde falta O se añade 2 OH - y al otro lado una u na molécula de H2O, por cada átomo de O deficitario. b.  En el lado donde falta H se añade una molécula de H 2O y en el otro lado un ion OH-; por cada átomo de H deficitario o requerido.

3.  El balance de cargas se efectúa sumando electrones en el lado donde hay mayor carga relativa, para igualar cargas en ambos lados; previamente se evalúa las cargas totales en ambos lados de cada semireacc semireacción. ión.

4.  se igualan el número de electrones ganados y perdidos, para ellos se debe multiplicar por números apropiados a cada semireacción.

5.  se suman miembro a miembro las semirecciones. semirecciones.

6.  Si hay que cancelar especies químicas iguales se debe hacer para luego tener la ecuación iónica balanceada. Curso: Química Médica

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III. MATERIALES Y REACTIVOS

1.1. 

Materiales y equipos:

Tubos de prueba (6)  

Pipeta graduada de 5 ml

 

Pisceta

 

Gradilla porta tubo de prueba.

1.2. 

Reactivos:

 

Sólidos: Cu metálico.

 

Soluciones acuosas: CuSO4  0,1N, H2O2  30%, HCl 1N, KMnO4  0,1N, H2SO4  5N, NaOH 5N, KOH, HNO3 cc, Co(NO3)2 0,1N, NaNO2 0,5N, KI 0,1N, almidón.

 

Agua destilada.

¡Dibujar los materiales materiales equipos equipos y rreactivos eactivos Curso: Química Médica

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IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: EXPERIMENTAL: Experiencia de reacciones Redox ión electrón: A. REACCIÓN EN MEDIO ÁCIDO (H+):

4.1  Experimento N° 01: 1.  En un tubo de prueba colocar 1ml de KMnO 4  en solución, acidificar con tres gotas de H2SO4 5N. 2.  Añada gota a gota peróxido de hidrógeno, hasta decoloració decoloración n de la solución.

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… …………………………………………………………………….. …………………………………………………………………… ..…………………………………….………………… …………………………………….…………………  

Reacción: ……………………………………………………………………………………………..…………….   ……………………………………………………………………………………………..……………. Identificar: a) Agente oxidante:……… oxidante:……….. ..

c) Forma oxidada:………...… oxidada:………...…  

b) Agente reductor:…… reductor:…….. ..… … 

d) Forma reduci reducida:…………. da:………….  

Gráfico:

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4.2  Experimento N° 02:

1.  En un tubo de prueba introducir un trozo de cobre metálico. 2.  Añadir 1ml de ácido nítrico concentrado y observar el desprendimiento de gases tóxicos y el color de la solución.

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… ..……………………………………………….…… ……………………………………………….……  

Reacción: ……………………………………………………………………………………….………………….   ……………………………………………………………………………………….…………………. Identificar: a) Agente oxidante:……….. oxidante:……….. b) Agente reductor:…… reductor:…….. ..… … 

c) Forma oxida oxidada:………...… da:………...…   d) Forma reduci reducida:…………. da:………….  

Gráfico:

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B. REACCIÓN EN MEDIO ALCALINO (OH-):

4.3  Experimento N° 03:

1.  En un tubo de prueba colocar 1ml de KMnO 4 en solución, agregar 5 gotas de KOH ó NaOH 5N. 2.  Luego agregar 1ml de peróxido de hidrógeno. Agitar y observar el precipitado.

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………… ..……………….………………… ……………….…………………  

Reacción: ………………………………………….……………………………………………………………….   ………………………………………….………………………………………………………………. Identificar: a) Agente oxidante:……… oxidante:……….. ..

c) Forma oxidada:………...… oxidada:………...…  

b) Agente reductor:…… reductor:…….. ..… … 

d) Forma reduci reducida:…………. da:………….  

Gráfico:

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4.4  Experimento N° 04:

1.  En un tubo de prueba colocar 1ml de Co(NO3)2, alcalinizar con 3 gotas de NaOH 5N. 2.  Luego agregar 1ml de peróxido de hidrógeno y observar la formación de un precipitado pardo oscuro.

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… …………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………… ..………………….…………………… ………………….……………………  

Reacción: …………………………………………………………..……………………………………………….   …………………………………………………………..……………………………………………….

Identificar: a) Agente oxidante:……… oxidante:……….. ..

c) Forma oxidada:………...… oxidada:………...…  

b) Agente reductor:…… reductor:…….. ..… … 

d) Forma reduci reducida:…………. da:………….  

Gráfico:

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C. REACCIÓN EN MEDIO NEUTRO:

4.5  Experimento N° 05:

1.  En un tubo de prueba colocar 1ml de KMnO4 en solución. 2.  Agregar 1ml de nitrito de sodio. 3.  Agitar y observar la formación de un precipitado pardo oscuro.

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………… ..………………………….……… ………………………….………  

Reacción: ……………………………………………………………………………………………….………….   ……………………………………………………………………………………………….…………. Identificar: a) Agente oxidante:……… oxidante:……….. ..

c) Forma oxidada:………...… oxidada:………...…  

b) Agente reductor:…… reductor:…….. ..… … 

d) Forma reduci reducida:…………. da:………….  

Gráfico:

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4.6  Experimento N° 06:

1.  En un tubo de prueba colocar 1ml de sulfato de cobre. 2.  Añadir 1ml de yoduro de potasio. 3.  Observar la formación de un precipitado. 4.  Para reconocer que existe yodo molecular libre, diluir con 2ml de agua destilada y añadir 2 a 3 gotas de iindicador ndicador almidón. 5.  Una coloración azul indica la presencia de yodo.

Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………………………………………………..……………………………………....  ……………………………………………………………………………………..…………………………………….... 

Reacción: …………………………………………………………………….…………………………………….   …………………………………………………………………….…………………………………….

Identificar: a) Agente oxidante:……… oxidante:……….. ..

c) Forma oxidada:………...… oxidada:………...…  

b) Agente reductor:…… reductor:…….. ..… … 

d) Forma reduci reducida:…………. da:………….  

Gráfico:

Curso: Química Médica

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V. CUESTIONARIO:

1.  Definir en forma resumida los siguientes conceptos:  

Ion: ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………..………………………………………………………………………………………………….... …………..………………………………………………………………………………………………… ....…….. ……..  

 

Anión: ………………………………………………………..……………..…………………………………………………   ………………………………………………………..……………..…………………………………………………

 

Catión: ………………………………………………………………………………………………………………..…………   ………………………………………………………………………………………………………………..…………

 

Valencia: …………………………………………………………………………….…………………………………………… ……………………………………………………………………………………..………………..……….. ……………………………………………………………………………………..………………..……… ..…….. ……..  

 

Número de oxidación: ……………………………………………………………………………………….………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………..   ………………………………………………………………………………………………………………………..

 

Agente reductor: …………………………………………………………………………………………………………………………   …………………………………………………………………………………………………………………………

 

Agente oxidante: …………………………………………………………………………………………………………..……………… ………………………………………………………………………………………………………… ………………  

 

Oxidación: ………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………………………… ..…….….. …….…..  

 

Reducción: ………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………….…………..……..   …………………………………………………………………………………………………….…………..……..

 

Medio básico: ………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………………………… ..……………………………... ……………………………...  

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 

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Medio ácido: ………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………….…………………………………………….. ……………………………………….…………………………………………… ..……………………………… ……………………………….. ..

 

Medio neutro: ………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………..……   …………………………………………………………………………………………………………………..……

2.  Será posible almacenar una solución de sulfato de cobre, en un recipiente metálico de zinc o de plata. Explique su respuesta. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………………….…………… ………………………….………………………….……………………..……………………………………..…… ………………………….………………………….…………………… ……………………………………..……   3.  Representar todas las ecuaciones balanceadas por el método Ion Electrón o Redox. (Hoja adicional)

VI. CONCLUSIONES:  

……………………………………………………………………..……………….…………………..…………   ……………………………………………………………………..……………….…………………..…………

 

…………………………………………………………………………..…………………………..….…………   …………………………………………………………………………..…………………………..….…………

 

………………………………………………………………………….........…………………………….……   ………………………………………………………………………….........…………………………….……

 

……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….   ……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….

o

o

o

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VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

……………………………………………………………………..……………….……………………..………   ……………………………………………………………………..……………….……………………..………

 

 

…………………………………………………………………………..…………………………………………  …………………………………………………………………………..…………………………………………  ……………………………………………………………………………..……….........……………….……  ……………………………………………………………………………..……….........……………….…… 

 

……………………….………………………..………………………………...……………………………….   ……………………….………………………..………………………………...……………………………….

o

o

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o

VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

……………………………………………………………………..………………….………….………………   ……………………………………………………………………..………………….………….………………

 

…………………………………………………………………………..………………….………….…………   …………………………………………………………………………..………………….………….…………

 

………………………………………………………………………….................... ………………………………………………………………………… ......................……………….…… ..……………….……  

 

……………………….………………………..…………………..………………….…………………………. 

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Curso: Química Médica

Docentes: Ing. Hector Jorge Castro Bartolomé.

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P R Á C T I C A N° 04 ESTEQUIOMETRÍA OBTENCIÓN DEL OXÍGENO POR DESCOMPOSICIÓN DEL KClO3 E IDENTIFICACIÓN DEL REACTIVO LIMITANTE I. OBJETIVOS:

 

Determinar el volumen molar del oxígeno en condiciones de laboratorio y calcular luego su valor en condiciones normales (0°C (0°C y 760 mmHg).

 

Investigar la estequiometria del clorato de potasio al calcular el % de d e O 2.

 

Encontrar la manera de pesar un gas.

 

Determinar la densidad del oxígeno. Determinar el porcentaje de las sales componentes de una mezcla (% de pureza KClO 3).

 

Identificar el reactivo limitante en una reacción.

 

Familiarizarse con el uso de la Estufa, aprendido en la práctica Nº2.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO Cuando una muestra de KClO3 se descompone formando cloruro potásico sólido s ólido y oxígeno gaseoso. El KClO3  se descompone lentamente a 400°C, pero con la adición de un catalizador, tal como MNO 2 ó Fe2O3 se descompone a 270°C. 2KClO 3    Calor     2KCl      catalizado r



3O 2

 

Como los gases son difíciles de pesar en forma directa, el peso de oxígeno desprendido por una muestra pesada de clorato de potasio se obtiene de forma directa. Se realiza tomando una muestra pesada de clorato de potasio expulsando de ella el oxígeno por calentamiento calentamiento y pesando el cloruro de po potasio tasio residual.

Peso de KClO3 – Peso  – Peso de KCl = Peso de O2 

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Estos datos nos permiten calcular el tanto por ciento de oxígeno en clorato de potasio:

%

de

O2  



PesodeO 2     PesodeKClO 3

x

100  

2.1 REACTIVO EN EXCESO (R.E.)

Es aquel reactante que intervienen en mayor proporción estequiométrica, por lo tanto, sobra (exceso) al finalizar la reacción, generalmente es el de menor costo. Rendimiento Real  rendimiento teórico

2.2 REACTIVO LIMITANTE (R.L.) Es aquel reactante que interviene en menor proporción estequiométrica, por lo tanto se agota o se consume consume totalmente y limita la cantid cantidad ad de producto(s) formado(s).

Regla práctica para hallar el R.L.; Se plantea la siguiente relación para cada reactante:

cantidad que se da como dato del problema cantidad obtenida de la ecuación balanceada

 

La menor relación es para el R.L. y la mayor para el R.E.; además la cantidad de sustancia química pura puede ser masa, moles o volumen. vol umen.

Nota.- Cuando Nota. Cuando se dan como datos las cantidades de sustancias reaccionantes, primero se evalúa el R.L., luego se plantea la regla de tres simple basándose en él para hallar la incógnita. Curso: Química Médica

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III. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1. 

Materiales y equipos:

Tubo de prueba (01).  

Mechero Bunsen.

 

Pisceta.

 

Gradilla porta tubo de prueba.

 

Pinza para tubo de ensayo.

 

Balanza.

 

Luna de reloj.

 

Espátula.

 

Vasos de precipitado 100ml (02).   Trípode.  

Rejilla con cerámica.

 

Papel de filtro.

 

Vagueta.

3.2. 

Reactivos:

 

KClO3(s) 

 

Pb(NO3)2(s) 

 

KI(s) 

¡Dibujar los materiales materiales equipos equipos y rreactivos eactivos Curso: Química Médica

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXPERIMENTA EXPERIMENTAL: L: 1.1 Experimento Nº01: Obtención del Oxígeno por descomposición descomposición del KClO3. 1.  Pesar un tubo de ensayo limpio y seco 2.  Agregar una muestra previamente pesada de 1 gramo de KClO 3. 3.  Someter a la acción del calor el tubo de ensayo con la muestra, siguiendo la siguiente secuencia de tiempos:  

Por 1 segundo y luego descansar 5 segundos.

 

Por 2 segundos y luego descansar 5 segundos.

 

Por 4 segundos y luego descansar 5 segundos.

 

Por 6 segundos y luego descansar 5 segundos.

 

Por 10 segundo y luego descansar 5 segundos.

1.  En el punto en que la producción de gas es más intensa acercar una cerilla prendida. 2.  Luego continuamente hasta que cese la producción del gas (O 2). 3.  Cuando se observa que la reacción ha cesado se deja enfriar para luego llevar a pesar nuevamente. Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..…………………………………………………………………….……………   ……………………………………………..…………………………………………………………………….…………… Reacción: ……………………………………….…………………………………………………….   ……………………………………….……………………………………………………. Nota: Todos los pesos deberán ser tomadas con 4 cifras decimales. decimales.  

Con los datos experimentales y por estequiometria estequiometria calcular: a) Masa de KClO 3: …………

Moles de KClO 3: ………………  ……………… 

b) Masa de KCl: ……………

Moles de KCl: …………………  …………………  

c) Masa de O 2: ……………..

Moles de O2: ……….………….  ……….…………. 

Gráfica:

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1.2 Experimento Nº 02: Determinación del Reactivo Limitante. 1.  Pesar un peso aproximado a 0,4g de Pb(NO 3)2  y disolverlo en un vaso de precipitado hasta obtener un volumen de 12.5ml. 2.  Pesar un peso aproximado a 0,6g de KI y disolverlo en un vaso de precipitado hasta obtener un volumen de 12.5ml. 3.  Realizar un calentamiento de las dos soluciones entre 35  –  – 40  40 ºC. 4.  Verter la solución de KI en el vaso que contiene la solución de Pb(NO 3)2 y dejar reposar unos 10 min. 5.  Pesar el papel de filtro y doblarlo de una manera adecuada. 6.  Filtrar el soluto formado en el paso 4, enjuagando el vaso de 2 a 3 veces con pequeñas cantidades de agua, para no perder parte del precipitado. 7.  Colocar el papel de filtro en una luna de reloj y llevarlo a la estufa por 30 min, hasta sequedad. 8.  Dejar enfriar el papel de filtro por espacio de 10 10 –  – 15  15 min en el desecador. 9.  Pesar el papel de filtro y encontrar por diferencia de pesos el peso del precipitado. Observación: ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..…………………………………………………………………….   …………………………………………………..……………………………………………………………………. Reacción: …………………………………………………………………………………………….   ……………………………………………………………………………………………. Nota: Todos los pesos deberán ser tomadas con 4 cifras decimales.  decimales. 

Con los datos experimen experimentales tales y por estequiometria estequiometria calcular: a) Masa de PbI 2: …………

Moles de PbI2: ………………  ……………… 

b) Masa de KNO3: ……….

Moles de KNO3: ………………  ……………… 

Gráfica:

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V. CUESTIONARIO:

1.  ¿Cuál será el % de d e oxígeno en la muestra por datos experime experimentales? ntales? ………………………………………………………………………………………….   ………………………………………………………………………………………….

2.  ¿Cuál será el % de d e oxígeno en la muestra por datos Teóricos? ……………………………………………………………….………………………….   ……………………………………………………………….………………………….

3.  ¿Cuál será el volumen de O2 producido de la muestra por datos experimentales, tomando como referencia la presión y temperatura del ambiente del laboratorio y la ecuación universal de los gases ideales? ……………………………………………………………..…………………………….   ……………………………………………………………..…………………………….

4.  ¿Cuál será el volumen de O2 producido de la muestra por datos teóricos, tomando como referencia la presión y temperatura del ambiente del laboratorio? …………………………………………………….…………………………………….   …………………………………………………….…………………………………….

5.  ¿Cuál es el % de error para la masa en el experimento Nº1? %

Error

Teórico  



Experiment al



Teórico

x

100  

……………………………………………..…………………………………………….   ……………………………………………..…………………………………………….

6.  ¿Cuál es la densidad teórica del Oxígeno? ………………………………………….…………………………..…………………….   ………………………………………….…………………………..…………………….

7.  ¿Cuál es la densidad experimental del Oxígeno? ………………………………………….………………………………………………..  ………………………………………….………………………………………………

8.  ¿Cuál es la Gravedad específica del Oxígeno?. Dato: D aire  = 1,29 g/cm3 …………………………………………….…………………………………………….   …………………………………………….……………………………………………. Curso: Química Médica

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9.  Encuentre por estequiometria las sustancia denominadas: Recitativo limitante y Reactivo en exceso. …………………………………………………………………………………………………………………………   …………………………………………………………………………………………………………………………

10. ¿Cuál es el % de error para la masa en el experimento Nº 2? %

Error

Teórico  



Experiment al



Teórico

x

100  

………………….………………………………………………………………………………………………..….   ………………….………………………………………………………………………………………………..….

11. Explique de que manera cualitativa podrá reconocer al reactivo limitante en el experimento. ……………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………….…………………………………………………………………………….. …………………………………….…………………………………………………………………………… ..…..….. …..…..  

VI. CONCLUSIONES:  

……………………………………………………………………..……………….…………………..…………   ……………………………………………………………………..……………….…………………..…………

 

…………………………………………………………………………..…………………………..….…………   …………………………………………………………………………..…………………………..….…………

 

………………………………………………………………………….........…………………………….……   ………………………………………………………………………….........…………………………….……

 

……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….   ……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….

o

o

o

o

VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

……………………………………………………………………..……………….……………………..………   ……………………………………………………………………..……………….……………………..………

 

…………………………………………………………………………..…………………………………………   …………………………………………………………………………..…………………………………………

 

……………………………………………………………………………..……….........…………..…….…… ……………………………………………………………………………..……….........………… …….……  

 

……………………….………………………..………………………………...……………………………….   ……………………….………………………..………………………………...……………………………….

o

o

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VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

……………………………………………………………………..………………….………….………………   ……………………………………………………………………..………………….………….………………

 

…………………………………………………………………………..………………….………….…………   …………………………………………………………………………..………………….………….…………

 

…………………………………………………………………………................... …………………………………………………………………………....... ..............…………… ..…………….. ..….…… ….……  

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o

 

……………………….………………………..…………………..………………….…………………………. 

Curso: Química Médica

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P R Á C T I C A N° 05

EL ESTADO GASEOSO –  COMPROBACIÓN DE LA LEY DE DALTON 

I. OBJETIVO:  

Estudiar las propiedades de los gases.

 

Comprobar la Ley de Dalton para Mezclas gaseosas.

 

Experimentar la manipulación de los gases en condiciones de laboratorio.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO El estado gaseoso se caracteriza por una marcada sensibilidad del volumen a los cambios de presión y temperatura. Además un gas no tiene una superficie límite y por ello tiende a llenar totalmente cualquier espacio disponible. Los gases constan de átomos ó moléculas que se desplazan a gran velocidad chocando entre sí o contra las paredes del recipiente que los contiene. Sin embargo, a consecuencia de estos choques el movimiento global de todas las moléculas es caótico y constante. El estudio del estado gaseoso condujo a la introducción del concepto de gas ideal cuyo comportamiento puede describirse mediante leyes de los gases ideales. A diferencia de los gases ideales, para los gases reales no son aplicables dichas leyes a menos que se den ciertas condiciones de presión y temperatur temperatura. a. La existencia de un volumen propio en las moléculas, así como la atracción entre ellas son las causas que originan las desviaciones entre las propiedades de los gases reales con relación a las propiedades de los gases ideales. Todos los gases en mayor ó menor grado son solubles en los líquidos y muy particularmente en el agua, propiedad que es de gran valor práctico en la manipulación de los mismos y de ésta debe ser considerada en muchos procesos biológicos.

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2.1 LEY DE DALTON.

Dalton fue el primero que se ocupo de la mezcla de gases cuando estos se recogen en agua, observando que al introducir una pequeña cantidad de líquido en un recinto que contienen un gas a la presión P, aumenta la presión en el recinto, y cuando queda líquido sobrante, es decir, cuando el vapor formado está saturado, la nueva presión total era P + p, donde “p” representa la tensión o presión máxima de vapor del líquido (Pvt°C) en el vaso, a la temperatura a la que se trabaja. Por lo tanto en lo que concierne al vapor, un espacio lleno de gas se comporta como si estuviese vacío, siendo la única diferencia que en el vacío se alcanza la saturación casi instantánea después de introducir el líquido, mientras que en el seno de un gas la evaporación es mucho más lenta y tarda algún tiempo en saturarse el recinto.

Vacío

Vacío

P + PVt°C

P

Gas X

Hg

Líquido (L) Gas X + Vapor de “L”  

Hg

Como consecuencia Dalton enuncio la Ley de las Presiones Parciales Parciales::

“La presión ejercida por una mezcla de gas y vapor, de dos vapores ó de dos gases, es igual a la suma de las presiones que ejercería cada uno si ocupase por sí solo el volumen de la mezcla”.  mezcla”.   “La “La presión y la cantidad de vapor que satura un recinto, es la misma, tanto si el recinto está lleno de gas como si está vacío”.  vacío”.  Curso: Química Médica

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III. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1.  Materiales y equipos:

 

01 Soporte universal completo.

 

01 Bureta graduada de 25ml.

 

02 Vasos de precipitado de 250ml.

 

01 Termómetro de Hg, de -10 °C a 110 °C.

 

01 Papel en forma circular.

 

01 Pisceta

 

01 Balanza.

 

Trípode.

 

Mechero.   Rejilla metálica con asbesto. 3.2.  Reactivos:

 

HClcc 

 

Cinta de Mg.

 

Agua destilada.

¡Dibujar los materiales materiales equipos equipos y rreactivos eactivos Curso: Química Médica

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXP EXPERIMENTAL: ERIMENTAL:

4.1 Experiencia N° 01: Medición del Volumen Muerto de la Bureta. Para la medición del volumen muerto de la bureta se sigue los siguientes pasos: 1.  Cerrar la llave de la bureta y adicionar agua destilada un poco más que la línea de calibración. 2.  Vaciar el contenido del agua Hasta la última línea de lectura. 3.  Vaciar el contenido de agua en un recipiente para la medición de dicho volumen.

Observación: ……………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………….……………………………………………….. …………………………………………………………….……………………………………………… ..…………….. ……………..  

Gráfico:

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4.2  Experiencia N° 02: Obtención del Hidrógeno. 1.  Tomar una determinada cantidad de cinta de Mg. 2.  Llevarlo a pesar a una balanza b alanza analítica y anotar dicho peso. 3.  Verter con cuidado 2 ml de HClcc a la bureta. 4.  Agregar agua destilada, con mucho cuidado por las paredes de la bureta para que el ácido no se mezcle con rapidez con el agua. 5.  Colocar rápidamente la cinta de Mg en forma de “U” en la boca de la bureta y llenar con agua hasta el ras de la bureta. 6.  Colocar rápidamente el papel de circular y presionarlo con la palma de la mano. 7.  Colocar la bureta dentro de un vaso de precipitado que contenga agua destilada. 8.  Cuando cese la reacción deje transcurrir unos 5 min. para que la bureta se enfríe a la temperatur temperaturaa ambiente. 9.  Una vez que se ha consumido toda la cinta de Mg medir el volumen que se ha producido de gas (H2) teniendo en cuenta el volumen muerto.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………   …………………………………………………………………………………………………………………………

Reacción:

…………………………………………….…..……………………………………..   …………………………………………….…..……………………………………..

Gráfico:

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4.3  Experiencia N° 03: Medición de la Presión de Vapor de Agua. 1.  Mida la altura de la columna de agua, sobre la superficie del nivel del agua en el vaso (hacer uso de una regla). 2.  determine la presión ambiental midiendo la temperatura ala cuál hierve el agua destilada. Recuerde que en este punto, la presión ambiental debe tener el mismo valor que la presión del vapor de agua, por consiguiente basta buscar en una tabla el valor de presión de vapor (P v) que corresponde a la temperatura de ebullición concentrada. Este será también el valor de la presión ambiente Pv=Pamb. 3.  Medir la temperatura del agua del vaso de precipitación y busque en la tabla de valor de la presión de vapor de agua que corresponde a dicha temperatura. Observación: ……………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………..….… ……………………………………………………………………………………………………………………………..….…   Gráfico:

V. CUESTIONARIO:

1.  Cuántos ml de gas H2 se obtendrán teóricamente por estequiometri estequiometria. a. ……………………………………………………………………………………………………………………………   ……………………………………………………………………………………………………………………………

2.  Cuántos ml de gas H2 se abran producido si no se tomara en cuenta la presión del vapor de agua, utilizando la ecuación universal de los gases ideales. ……………………………………………………………………………………………………………………………   ……………………………………………………………………………………………………………………………

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3.  ¿Influirá la presión del vapor de agua en los cálculos realizados?. ……………………………………………………………………………………………………………………………   ……………………………………………………………………………………………………………………………

4.  Cuál es el porcentaje de error para el volumen en el experimento realizado. %

Error

Teórico  



Experimental



Teórico

x

100

 

TABLA DE: PRESIÓN DEL VAPOR DEL AGUA A VARIAS TEMPERATURAS Temp.

PV

Temp.

PV

Temp.

PV

Temp.

PV

Temp.

PV

Temp.

PV

°C

mmHg

°C

mmHg

°C

mmHg

°C

mmHg

°C

mmHg

°C

mmHg

0

4,6

17

14,5

35

42,2

52

102,1

69

223,7

85

433,6

1

4,9

18

15,5

36

44,6

53

107,2

70

233,7

86

450,9

2

5,3

19

16,5

37

47,1

54

112,5

71

243,9

87

468,7

3

5,7

20

17,5

38

49,7

55

118,0

72

254,6

88

487,1

4

6,1

21

18,6

39

52,4

56

123,8

73

265,7

89

506,1

5

6,5

22

19,8

40

55,3

57

129,8

74

277,2

90

525,8

6

7,0

23

21,1

41

58,3

58

136,1

75

289,1

91

546,1

7

7,5

24

22,4

42

61,5

59

142,6

76

301,4

92

567,0

8

8,0

25

23,8

43

64,8

60

149,4

77

314,1

93

588,6

9

8,6

26

25,2

44

68,3

61

156,4

78

327,3

94

610,9

10

9,2

27

26,7

45

71,9

62

163,8

79

341,0

95

633,9

11

9,8

28

28,4

46

75,6

63

171,4

80

355,1

96

657,6

12

10,5

30

31,8

47

79,6

64

179,3

81

369,7

97

682,1

13

11,2

31

33,7

48

83,7

65

187,5

82

384,6

98

707,3

14

12,0

32

35,7

49

88,0

66

196,1

83

400,6

99

733,2

15

12,8

33

37,7

50

92,5

67

205,0

84

416,6

100

760,0

16

13,6

34

39,9

51

97,2

68

214,2

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VI. CONCLUSIONES:  

……………………………………………………………………..……………….…………………..…………   ……………………………………………………………………..……………….…………………..…………

 

…………………………………………………………………………..…………………………..….…………   …………………………………………………………………………..…………………………..….…………

 

………………………………………………………………………….........…………………………….……   ………………………………………………………………………….........…………………………….……

 

……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….   ……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….

o

o

o

o

VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:

 

……………………………………………………………………..……………….……………………..………   ……………………………………………………………………..……………….……………………..………

 

…………………………………………………………………………..…………………………………………   …………………………………………………………………………..…………………………………………

 

…………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………… ..………........ ………...........……………….…… .……………….……  

 

……………………….………………………..………………………………...……………………………….   ……………………….………………………..………………………………...……………………………….

o

o

o

o

VIII. BIBLIOGRAFÍA:

 

……………………………………………………………………..………………….………….………………   ……………………………………………………………………..………………….………….………………

 

…………………………………………………………………………..………………….………….…………   …………………………………………………………………………..………………….………….…………

 

…………………………………………………………………………..................... …………………………………………………………………………....... ................……………….…… ..……………….……  

 

……………………….………………………..…………………..………………….………………………….   ……………………….………………………..…………………..………………….………………………….

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PREPARACIÓN DE SOLUCIONES 

I. OBJETIVOS:

 

Adiestrar al estudiante de Química para que tenga destreza y habilidad en la preparación de reactivos y soluciones en general, ya que estos productos son de uso frecuente y elemental en el trabajo de laboratorio.

 

Determinar la cantidad de soluto y solvente a emplearse en la preparación de soluciones.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO: 2.1 SOLUCIÓN Es una mezcla homogénea e intima de dos ó más sustancias que se dispersan como moléculas ó iones, en vez de permanecer como agregados de regular tamaño y en el cual las partículas de estos tengan un cierto grado de influencia mutua. Ejemplo: Agua gaseosa, salmuera, acero, aire. Cuyas partículas son del tamaño atómico o molecular. Entre los tipos de solución por la cantidad de soluto disueltos tenemos: Solución diluida, concentrada, saturada y sobresaturada. Diariamente tenemos contacto con gran cantidad de soluciones que utilizamos para beber, lavar, desinfectar, cocinar, y muchos otros usos. Los componentes de una solución son clasificados en soluto(s) y solvente(s). El solvente en una solución con los componente componentess en diferentes fases, es el componente que conserva la misma fase que la solución formada (p.ej., azúcar en el agua). El solvente es el agua, no importa la cantidad de azúcar disuelto, puesto que el agua tiene la misma fase que la solución obtenida.

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En el caso de las soluciones cuyos componentes tienen la misma fase, el solvente es el componente que se encuentra en proporción mayor (p.ej., en el aire el nitrógeno se encuentra en un 79%, por lo que es considerado como solvente). En ésta práctica se prepara soluciones con unidades cuantitativas físicas, donde necesita aplicar habilidades para realizar cálculos, pesar, aforar y etiquetar una solución.

2.2 CONCENTRACIÓ CONCENTRACIÓN N DE LAS SOLUCIONES Se puede decir que una solución está diluida si sólo hay unas pocas partículas de soluto disueltas en ella, o concentradas si hay muchas partículas disueltas. Al trabajar con las soluciones frecuentemente se necesita conocer con exactitud la concentración del soluto presente. La concentración de una solución es la medida numérica de la cantidad relativa de soluto en la solución; esta medida es, por consiguiente, expresada siempre como una relación. 2.3 DESCRIPCIÓN DE ALGUNAS CONCENTRACIONES: CONCENTRACIONES: a.  Tanto por ciento en peso;  peso;   Apropiadamente llamada “Fracción en masa”. El porcentaje en peso de cada componente se obtienen dividiendo su peso respectivo por el peso total del sistema y multiplicando por 100. %W

W sto 

W total

x 100

 

b.  Tanto por ciento en volumen;  volumen;   se obtiene dividiendo el volumen del componente puro ó soluto por volumen total del sistema y multiplicando por 100. %V

Vsto 

Vtotal

x 100  

Las concentraciones que se han nombrado anteriormente son concentraciones físicas pero también tenemos las concentraciones químicas que son: Molaridad, molalidad, normalidad, formalidad, etc.

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c.  Molaridad (M).-  (M).-  Es el número de moles de soluto disuelto en un litro de solución. M

nsto   Vsol(L)



Donde: n = número de moles V = Volumen (L)

d.  Molalidad (m).- es (m).- es el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de disolvente.

m



nsto   W ste(Kg)

Donde: Wste = peso ó masa en (kg) del solvente

e.  Normalidad (N).-  (N).-  se define como el número de equivalentes - gramos (#Eq-g) de soluto disueltos en un litro de d e solución. N



Donde:

#Eq- gsto   Vsol(L)

# Eq gsto  

P .E 



M 

Wsto 

 

P.E

 

  

Valores de : Sustancia (sto.)

También:

Curso: Química Médica

Ácido

# de Hidrógenos liberados

Hidróxido

# de OH

Sal

Carga neta (+ ó -)

Oxidante

# de electrones ganados

Reductor

# de electrones perdidos

N = M

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Conociendo el % en peso del soluto y la densidad de la solución podemos encontrar las siguientes formulas:

10D%W M

STO



M

%WSTO 1000

Donde: M = molaridad

m

D = densidad de la sol.



(100 - %WSTO )Ml

 

 

Donde: m = molalidad

%WSTO= %en peso de soluto

f.  Fracción Molar.- es la fracción de una mol de soluto disuelto disuelto en “una mol” de disolución. f m

nsto 

nsol

 

2.4 DILUCIÓN DE SOLUCIONES.

Cuando se diluye una solución el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la cantidad total de soluto disuelto es constante; por tanto, dos soluciones de concentraciones diferentes pero que tienen la misma cantidad de soluto, estarán relacionados entre sí del modo siguiente:

Cantidad de soluto disuelto1  = Cantidad de soluto disuelto2 

V1C1 = V2C2 

Donde: C = Concentración del soluto: N, M ó densidad por porcentaje en peso V = Volumen de la solución: L, ó ml.

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2.5 Preparación de HCl 0,1N

Para preparar soluciones de HCl 0,1N se diluyen ácidos de mayor concentración, según la ley de dilución. El HCl concentrado tiene 37% de pureza en peso, densidad = 1.19 g/ml y el peso molecular de HCl es 36,46; según estos datos el HCl concentrado tiene una normalidad de 12. Para valorar una solución de HCl se usa como patrón primario el Ca 2CO3 usando como indicador anaranjado de metilo. Basta que una de las soluciones de HCl se valore con su patrón primario respectivo para valorar la otra usando el número de equivalentes de la otra.

Ejemplo:

Se desea prepara 250 ml de HCl 0,1 N. ¿Cuántos ml de HCl concentrado se necesita? N1 x V1  = N2 x V2  250 x 0,1 = 12 x V2  V2 = 2,1ml

Por lo tanto para preparar 250 ml de HCl 0,1 N, se toma 2.1 ml de HCl concentrado, se lleva a una fiola de 250ml y se afora con agua destilada.

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III. MATERIAL MATERIALES ES Y REACTIVOS

3.1. 

Materiales y equipos:

Pipeta graduada de 5 ml ó 10ml.  

Pisceta.

 

Fiola de 100 ml.

 

Frasco limpio de 100ml.

 

Vaso de precipitado de 100ml.

 

Matraz erlenmeyer ó fiola de 100ml.

 

Luna de reloj.

 

Balanza analítica.

 

Espátula.

3.2. 

Reactivos:

 

NaOH en lentejas.

 

Solución de HCl concentrado.

 

Cloruro de sodio sólido

 

Alcohol etílico

 

Agua destilada.

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IV. PROCEDIM PROCEDIMIENTO IENTO EXPERIME EXPERIMENTAL: NTAL:

4.1 Experiencia N° 01: Preparación de una Solución de NaCl al 3% en peso. 1.  Asumir una masa fija de solución que desea preparar entre entre 50 y 100 g. 2.  Pesar los gramos de NaCl (Soluto) n necesarios. ecesarios. 3.  Con una pipeta medir la cantidad de agua (Solvente) necesaria en los cálculos (Recordar que 1 g de agua es equivalente a 1 ml por la densidad que es igual a 1 g/ml). 4.  Colocar el NaCl pesado en un vaso de precipitación de 250 ml. 5.  Agregar el agua medida con la pipeta. 6.  Agitar y disolver el NaCl con una vaguet vagueta. a. 7.  La solución preparada colocarlo en frasco limpio y proceder a etiquetarlo. 8. Realizar sus anotaciones.  

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………………………………………… ..………………..…… ………………..……   Cálculos:

Gráfico:

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4.2 

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Experiencia N° 02: Preparación de una Solución de Alcohol etílico al 5% en volumen.

1.  Asumir un volumen fijo de solución a preparar entre 50 y 100 ml. 2.  Con una pipeta medir exactamente los ml de alcohol etílico requeridos. Recordar que si partimos de un alcohol medicinal tiene cierto grado de alcohol, es decir cierta cantidad de alcohol y de agua. 3.  Colocar la cantidad medida en un vaso de precipitación de 100 ml. 4.  Medir con una probeta los ml de agua destilada requeridos, y añadirlo al vaso que ya contiene el alcohol. 5.  Agitar la solución con una vagueta. 6.  La solución preparada colocarlo en frasco limpio y proceder a etiquetarlo. 7.  Realizar sus anotaciones.

Observación: ……………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………..………………………….……………… ………………………………………………………………………………… ………………………….………………   Cálculos:

Gráfico:

Curso: Química Médica

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4.3 

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Experimento N° 03: Preparación de una solución de HCl 0,1 N.

1.  Asumir que se desea prepara 100 ml de la solución. 2.  Realizar los cálculos para saber que volumen de solución concentrada, se requiere para prepara una solución diluida, de volumen conocido. 3.  Colocarlo en una fiola de 100 ml. 4.  Proceder a aforar la fiola con agua destilada. 5.  Tape la fiola y homogenice la solución invirtiendo varias veces la fiola. 6.  La solución preparada colocarlo en frasco limpio y proceder a etiquetarlo. 7.  Guarde la solución preparada para la siguiente práctica. 8.  Realizar sus anotaciones.

Observación: ……………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………………………………………… ..…………………… ……………………   Cálculos:

Gráfico:

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4.4 

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Experimento N° 04: Preparación de una solución de NaOH 0,1 N.

1.  Asumir que se desea prepara 100 ml de la solución. 2.  Realizar los cálculos para saber cuántos gramos de NaOH se debe pesar para la preparación de la solución. 3.  Pese sobre una luna de reloj la cantidad calculada, teniendo en cuenta que el NaOH es muy higroscópico y se humedece rápidamente. NO TOQUE LAS GRAGEAS DE NaOH CON LAS MANOS. 4.  Pase el NaOH pesado a un vaso, añada unos 30-40 ml de agua destilada y disuelva el soluto completamente. completamente. 5.  Pase la solución a una fiola y agregue agua destilada hasta la marca de aforo. 6.  Tape la fiola y homogenice la solución invirtiendo varias veces la fiola. 7.  La solución preparada colocarlo en frasco limpio y proceder pro ceder a etiquetarlo. 8.  Guarde la solución preparada para la siguiente práctica. 9.  Realizar sus anotaciones. Observación: ……………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………… ..……………………………… ………………………………   Cálculos:

Gráfico:

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V. CUESTIONARIO:

1.  Si se cuenta con 150 ml de alcohol al 31% en volumen y se desea aumentarla al 35% en volumen. Qué cantidad de alcohol puro habrá que aumentar?.

2.  ¿Qué peso de una solución de HCl al 40,5% en peso deberá agregarse a una solución de HCl de volumen 320 ml (D = 1,22 g/ml) al 28% para obtener una solución del mismo ácido al 32% en peso.

3.  Si tenemos 1,2 litros de H2SO4 0,15M; 1,6 litros de H2SO4 0,25M y 1,5 litro de H2SO4 0,34M. tomando sólo estas disoluciones (es decir sin más agua). Cuál es el volumen máximo de H2SO4 0,26M que podemos preparar?

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4.  Qué volumen de HCl concentrado (densidad = 1,1885 g/cm 3) %peso = 37,25% y M = 36,465 g/mol) emplearía para preparar 280 ml de una solución de HCl 0,14 N. Además que volumen de agua adicionaría.

VI. CONCLUSIONES:  

……………………………………………………………………..……………….…………………..…………   ……………………………………………………………………..……………….…………………..…………

 

…………………………………………………………………………..…………………………..….…………   …………………………………………………………………………..…………………………..….…………

 

………………………………………………………………………….........…………………………….……   ………………………………………………………………………….........…………………………….……

 

……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….   ……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….

o

o

o

o

VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

……………………………………………………………………..……………….……………………..………   ……………………………………………………………………..……………….……………………..………

 

…………………………………………………………………………..…………………………………………   …………………………………………………………………………..…………………………………………

 

……………………………………………………………………………..……….........……………..….…… ……………………………………………………………………………..……….........…………… ….……  

 

……………………….………………………..………………………………...……………………………….   ……………………….………………………..………………………………...……………………………….

o

o

o

o

VIII. BIBLIOGRAFÍA: o

   

……………………………………………………………………..………………….………….……………… ……………………………………………………………………..…………………. ………….………………   …………………………………………………………………………..………………….………….…………   …………………………………………………………………………..………………….………….…………

 

…………………………………………………………………………..................... …………………………………………………………………………....... ................……………….…… ..……………….……  

 

……………………….………………………..…………………..………………….………………………….   ……………………….………………………..…………………..………………….………………………….

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o

o

Curso: Química Médica

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P R Á C T I C A N° 07

VALORACIÓN DE SOLUCIONES 

I. OBJETIVOS:

 

Preparar soluciones valoradas o estandarizadas (por dilución ó titulación); teniendo en cuenta la clasificación de las reacciones empleadas (neutralización y oxidación reducción)

 

Aprender las técnicas en las operaciones de titulación.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO:

2.2 Valoración También denominado titulación, es la operación de agregar la solución valorada a otra hasta que la reacción sea cuantitativa (hasta el punto final) o sea hasta que los dos estén presentes en cantidades exactamente equivalentes (punto de equivalencia).

2.3 Volumetría Consiste en determinar el volumen de una solución de concentración conocida (solución valorada en eq./L) que se requiere para la reacción cuantitativa con un volumen dado de solución de la sustancia en análisis. La solución valorada se agrega convenientemente mediante una bureta.

2.4 Punto de equivalencia El punto de equivalencia de una valoración es aquel en que la cantidad de solución que se agrega para valorar es químicamente equivale equivalente nte a la cantidad de sustancia que se está valorando. Experimentalmente se procura que el punto final (punto en el que el indicador vira) coincida con el punto final de equivalencia. Curso: Química Médica

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2.5 Indicador Es un reactivo auxiliar que sirve para el reconocimiento en u8na forma característica del punto final de titulación. Si no se posee un indicador apropiado, el punto final de la titulación se puede determinar por métodos fisicoquímicos de análisis, como son: las titulaciones potenc potenciométricas, iométricas, conductimétric conductimétricas, as, etc. 2.6 Reacciones en volumetría Estas reacciones pertenecen a dos tipos principales: a)  Reacciones en donde no hay cambio de estado de oxidación y son solo combinaciones Inter.-iónicas. b)  Reacciones de Oxidación-Reducción que involucran cambios en los estados de oxidación, o sea hay la transferencia de electrones.

2.7 Relación: Volumen y Normalidad de Soluciones Reaccionantes. En una reacción de neutralización; en el punto de equivalencia, el número de equivalentes gramo de la sustancia ácida ó básica que se titula es igual al número de equivalentes – equivalentes – gramos  gramos de la solución básica ó ácida valorada que se emplea. Entonces: #eq.Ácido = #eq.Base 

ó bien #meq. Ácido = #meq.Base 

NA x VA = NB x VB 

ó bien NA x mlA = NB x mlB 

2.8 Empleo de la Bureta

2.8.1  Limpieza: Ponga unos cuantos mililitros de una solución detergente en la bureta y utilice el escobillón para buretas, límpiese el interior. Enjuague perfectamente, primero con agua de caño y después con agua destilada. Escurra la bureta y obsérvese si quedan gotitas adheridas al vidrio, si hay la bureta no está totalmente limpia y se debe volver a lavar. Cuando el vidrio está limpio, el agua forma una película uniforme. Límpiese y séquese el vástago de la llave y superficie interior esmerilada de la misma, unte el vástago de la llave con vaselina pura, y de nuevo coloque en su posición correcta. Curso: Química Médica

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2.8.2  Preparación:

Una vez limpia la bureta ponga en ella algunos mililitros de solución. Ponga la bureta en posición y luego con un movimiento de rotación, vierta lentamente el resto de la solución. Cerciórese que la solución moje por completo el interior para que quede perfectamente enjuagada, repítase el experimento. Llenar la bureta hasta el borde con la solución que va a utilizar. En un vaso se precipitado, dejar caer la solución abriendo abriendo y cerrando la llave, trate de que en el pico no quede burbujas de aire.

2.8.3  Lectura del volumen:

Al leer el volumen en la bureta cerciórese de que su vista esté en el mismo nivel que el fondo del menisco y lea cuidadosamente el volumen en la parte inferior de la curva.

2.8.4  Después de su empleo:

Lave y enjuague varias veces la bureta con agua de caño y utilice agua destilada para el enjuague final. En el caso reutilizar soluciones básicas, enjuagar con ácidos diluidos, luego con agua para eliminar la base. Finalmente volver a enjuagar con agua destilada y colocar en el soporte para buretas en un ambiente limpio y seco.

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III. MATERIAL MATERIALES ES Y REACTIVOS

3.1. 

Materiales y equipos:

 

Pipeta graduada de 5 ml ó 10ml.

 

Pisceta.

 

Matráz de 250ml.

 

Vaso de precipitado de 100ml.

 

Matraz erlenmeyer ó fiola de 100ml.

 

Luna de reloj.

 

Bureta graduada.

 

Soporte universal.

 

Balanza analítica.

3.2. 

Reactivos:

 

Solución de NaOH 0,1 preparada en la práctica anterior.

 

Anaranjado de metilo (Heliantina).

 

Solución de HCl 0,1 preparada en la práctica anterior.

 

Agua destilada.

 

Carbonato de sodio sólido.

 

Biftalato de potasio

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IV. PROCEDIM PROCEDIMIENTO IENTO EXPERIME EXPERIMENTAL: NTAL: 4.1  Experimento N° 01: Valoración de la solución de HCl con solución patrón de Na2CO3. 1.  Prepara Pesar entre 0,21 a 0,23 g en una balanza analítica de Na 2CO3 y ponerlo en un matraz erlenmeyer. 2.  Agregar 50 ml de agua destilada. 3.  Agregar 3 gotas de anaranjado de metilo. 4.  Titular con HCl hasta cambio de color amarillo canario hasta amarillo anaranjado. 5.  Calcular la normalidad con 4 cifras decimales, según la fórmula: N

W 

( P.E)V

 

Donde: W : Peso de Na 2CO3 con sus 4 cifras decimales. P.E: Peso mili equivalente de Na 2CO3 = 0,053 V: ml de HCl gastados en la titulación, para la valoración N: Normalidad del ácido clorhídrico. Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..…………………………………………………………………….…………… ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………… ..…………………………………. ………………………………….   Reacción: ………………….…………………………………………………………….   ………………….……………………………………………………………. Gráfico:

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4.2  Experimento N° 02: Valoración de la solución de NaOH con solución patrón de Biftalato de potasio. 1.  Pesar entre 0,60 a 0,80 g en una balanza analítica de Biftalato de potasio y ponerlo en un matraz erlenmeyer erlenmeyer.. 2.  Agregar 50 ml de agua destilada. 3.  Agregar 4 a 5 gotas de indicador para bases: fenolftaleína. 4.  Llenar la Bureta con la solución preparada en la práctica N° 5; experiment experimento o N° 2 5.  Proceda a efectuar la titulación hasta un cambio de d e color incoloro a débilmente grosella. 6.  Calcular la normalidad con 4 cifras decimales, según la fórmula:

N

W 

( P.E)  V

 

Donde: W : Peso de Biftalato de potasio con sus 4 cifras decimales. P.E: Peso mili equivalente de Biftalato de potasio = 0,20423. V: ml de NaOH gastados en la titulación, para la valoración. N: Normalidad del Hidróxido de sodio. Observación: ……………………………………………………………………………………..………………………………………… ……………………………………………..…………………………………………………………………….…………… ………………………………………………………………………………………………………………………..…….   ………………………………………………………………………………………………………………………..……. Reacción: ………………….…………………………………………………………….   ………………….……………………………………………………………. Gráfico:

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4.3  Datos y Resultados Experimentales:

Cuadro N° 1: Valoración del H HCl Cl con Na 2CO3 Anhidro.

Solución Problema: N° de

Volumen

titulaciones

gastado (ml)

Solución Patrón:

Color

Normalidad

Heliantina

eq/L

Masa empleada (g)

Color

#-meq

Heliantina

(meq)

1 2 Promedio

Np:

Color Heliantina p.f.:

Cuadro N° 2: Valoración de dell NaOH con Biftalato de potasio.

Solución Problema: N° de

Volumen

titulaciones  gastado

(ml)

Solución Patrón:

Color

Normalidad

Fenolftaleína

eq/L

Masa empleada (g)

Color

#-meq

Fenolftaleína

(meq) 

1 2 Promedio

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Np:

Color Fenolftaleína p.f.:

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Cuadro N° 3: Cuadro d de e Err Errores ores rrelativos elativos para los dos experimentos. experimentos.

N° de

Error Relativo

Error Relativo

Titulaciones para Experimento para Experimento N° 1

N° 2

Promedio

V. CUESTIONARIO:

1.  ¿Cuántos mililitros de HCl 0,75 N se requieren para neutralizar 52,40 ml de NaOH 0,25 N?.

2.  0,340g de Carbonato de sodio puro se titulan con 35,80 ml de HCl. ¿Cuál es la molaridad de la solución de HCl?.

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3.  Al titular 140 ml de FeSO4 en medio ácido, con una solución valorada de KMnO 4  0,52 N se gasto 21 ml. ¿Cuál será la cantidad de FeSO 4  en gramos/ Litro contenido en la solución?

VI. CONCLUSIONES:  

……………………………………………………………………..……………….…………………..…………   ……………………………………………………………………..……………….…………………..…………

 

…………………………………………………………………………..…………………………..….…………   …………………………………………………………………………..…………………………..….…………

 

………………………………………………………………………….........…………………………….……   ………………………………………………………………………….........…………………………….……

 

……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….   ……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….

o

o

o

o

VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

……………………………………………………………………..……………….……………………..………   ……………………………………………………………………..……………….……………………..………

 

…………………………………………………………………………..…………………………………………   …………………………………………………………………………..…………………………………………

 

……………………………………………………………………………..……….........………………...…… ……………………………………………………………………………..……….........………………. ……  

 

……………………….………………………..………………………………...……………………………….   ……………………….………………………..………………………………...……………………………….

o

o

o

o

VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

……………………………………………………………………..………………….………….………………   ……………………………………………………………………..………………….………….………………

 

…………………………………………………………………………..………………….………….…………   …………………………………………………………………………..………………….………….…………

 

…………………………………………………………………………................... …………………………………………………………………………....... ..............……………….… ..……………….….. ..… … 

 

……………………….………………………..…………………..………………….………………………….   ……………………….………………………..…………………..………………….………………………….

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Curso: Química Médica

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P R Á C T I C A N° 08

ANÁLISIS DE AGUAS 

I. OBJETIVOS:  

Adiestrar al alumno para que tome conocimientos de las impurezas más comunes del agua.

 

Determinar la alcalinidad a la fenolftaleína y al Anaranjado de metilo.

 

Determinar la dureza total en aguas.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

El agua es esencial para la vida, interviene o sirve de medio en las reacciones. Es el disolvente universal además de servir de transporte o para estabilizar la temperatura corporal. El agua se utiliza para nuestra alimentación o para elaborar alimentos. El gran problema es que puede servir como vector de gérmenes o sustancias químicas peligrosas.

2.1 Clasificación:

A. En función de de su utilidad p para ara el consum consumo: o:

A.1 Aguas de consumo: Son consumo:  Son las potables (aptas para las personas desde el punto de vista físico – físico  – químico,  químico, microbiológico y organoléptico). También hay que considerar las medicinales por su uso terapéutico. Dentro de las aguas de consumo están:   Aguas de distribución publica

o

  Aguas de captación individual

o

  Aguas envasadas

o

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A.2 Aguas no destinadas al consumo:

  Para preparación de hielo de uso industrial

o

  Lavado de materiales

o

  Aguas recicladas

o

  Agricultura

o

  De baño

o

  Lavado de materiales

o

B. Según su origen:

B.1 Meteóricas: De Meteóricas: De la lluvia, granizo, nieve y que se almacena en balsas, cisternas. Las sustancias minerales son bajas y proceden de la atmósfera. B.2 Aguas fluviales y lacustres:  lacustres:   De ríos y lagos. Las sustancias minerales dependerán del terreno y de la época. B.3 Aguas de fuente:  fuente:  Proceden del manto acuífero que es atravesado por una grieta que provoca la salida del agua. Las características minerales dependen dependen del terreno. B.4 Aguas de pozo:  pozo:  Proceden también del manto acuífero pero por perforación artificial. El agua tal como existe, pocas veces se puede usar en su forma natural. Se requiere conocer sus características físicas, químicas y la naturaleza y cantidad de las sustancias disueltas o suspendidas que contengan, para acondicionar un agua particular al uso deseado.

2.2 ALCALINIDA ALCALINIDAD D Hay tres clases de alcalinidad:   Bicarbonato (HCO3)-1 

o

  Carbonato normal (CO3)-2 

o

  Hidróxida (OH)-1.

o

A efecto de hacer una distinción entre las tres y determinar la cantidad presente de cada una de ellas se realiza una titración con ácido standard usando los indicadores: Curso: Química Médica

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La fenolftaleína.-  fenolftaleína.-  Indicador que da un color rojo grosella sólo en presencia de hidróxido ó carbono normal. El cambio de color rojo grosella a incoloro se verifica a un pH menor o igual a 8,2.

El anaranjado de metilo.-  metilo.-  Es amarillo en presencia de cualquiera de los tres tipos de alcalinidad, pero es rojo en presencia de medio ácido. El cambio de color ocurre a un pH de aproximadamente 4,4. La alcalinidad al carbonato normal puede estar presente ó en forma de Hidróxido ó bicarbonato, pero no pueden estar presentes juntos en la misma muestra. Si hay alcalinidad a la fenolftaleína en una muestra esta es debida ó al hidróxido ó al carbonato normal ó a ambas. Si hay alcalinidad al anaranjado de metilo, es debido a una de las tres formas de alcalinidad ó a la alcalinidad hidróxida, ó al carbonato normal, juntas ó al carbonato normal ó al bicarbonato juntas. Las siguientes reacciones químicas se verifican cuando cada una de las tres alcalinidades es titrada con ácido.

Las siguientes reacciones se verifican cuando cada una de las tres alcalinidades es titrada con ácido: Bicarbonato:   Bicarbonato:

2NaHCO3  + H2SO4 

    

  Na2SO4  + 2H2CO3 

    

Carbonato normal:  normal:  2Na2CO3  + H2SO4   2NaHCO3  + Na2SO4      Na2SO4  + 2H2CO3  2NaHCO3  + H2SO4     Hidróxida:   Hidróxida:

2NaOH + H2SO4 

    

  Na2SO4  + 2H2O

Existen 5 formas posibles de alcalinidad en una muestra: a)  Sólo hidróxida b)  Hidróxida y carbonato normal. c)  Sólo carbonato. d)  Carbonato normal y bicarbonato. e)  Sólo bicarbonato. Curso: Química Médica

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Estas 5 formas pueden distinguirse y cuantificarse de acuerdo a los resultados de titración conocido (ordinariamente H2SO4 0,02N) que se muestra a continuación: P :: Representa  Representa la alcalinidad a la fenolftaleína. T: T: Representas  Representas la alcalinidad total ó aquella que muestra al anaranjado de metilo. M: Representa M:  Representa la alcalinidad parcial ó la mostrada por el anaranjado de metilo, sin que aparezca a la fenolftale fenolftaleína. ína.

2.6 DUREZA TOTAL

La dureza total del agua es la suma de los iones alcalino térreos (Iones Mg y Ca fundamentalmente), fijados en forma de carbonatos, sulfatos, cloruros, nitratos y fosfatos, expresados en ppm de CaCO 3.

El método EDTA que se usará en esta práctica, permite la determinación fácil y exacta de la dureza total. El aditivo es la sal disódica del d el ácido etilendiamintetra etilendiamintetraacético acético (Vercenato diácido disódico), que forma iones complejos solubles con los iones calcio y magnesio.

El EDTA se comporta en realidad como un ácido dibásico fuerte. El ión vercenato diácido (H2Ve) reacciona con los iones calcio y magnesio para formar iones complejos. La muestra se lleva a pH 10 empleando solución Buffer ó reguladora de cloruro de amonio  –   –  hidróxido de amonio y luego agregando unas gotas de una solución alcohólica de negro de ericromo .T, como indicado. El indicador forma un compuesto débilmente disociado, disociado, rojo vino con los iones magnesio.

Durante la titulación con solución valorada de EDTA, primero se eliminan de la solución los iones calcio, después los iones magnesio y en el punto final el magnesio del compuesto de color rojo vino, magnesio-negro de ericromo  –  –   T produciendo un cambio de color rojo vino a azul.

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III. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1. Materiales:

 

Una bureta graduada de 50ml.

 

Soporte universal.

 

Un matraz erlenmeyer.

 

Una probeta de 100ml.

 

Pisceta.

 

Pipeta de 5ml.

3.2. Reactivos:

 

Indicador fenolftaleína

 

Indicador anaranjado de metilo.

 

Solución de H2SO4 0,02 N.

 

Solución EDTA.

 

Solución Buffer ó reguladora.

 

Indicador ericromo-T.

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: EXPERIMENTAL: 4.1. 

Experimento Nº 01: Alcalinidad

1.  Medir en una probeta 100ml de la muestra de agua y traspasar a un matraz erlenmeyer. 2.  Adicionar tres gotas de indicador fenolftale fenolftaleína. ína. 3.  Si la muestra presenta color rosado o grosella, se adiciona H 2SO4  0,02 N desde una bureta hasta que el color rosado ó grosella desaparezca y se anota el número de mililitros de ácido consumido. 4.  Adicionar tres gotas de Anaranjado de metilo. 5.  Si la muestra presenta color amarillo, se continua titulando con el H 2SO4 0,02N hasta que aparezca diferencia de color. El punto final es color naranja (El anaranjado de metilo es amarillo en solución alcalina, naranja en solución neutra y rojo en medio ácido). Anotar el consumo de ácido total (incluyendo el consumo anterior obtenido en el paso 3).

Reacciones:

Bicarbonato: ………………………………………………………………………….   ………………………………………………………………………….

Carbonato normal: ………………………………………………………………………….   …………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………….   ………………………………………………………………………….

Hidróxida: ………………………………………………………………………….   ………………………………………………………………………….

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Gráfico:

Observación: ……………………………………………………………………………………..……………………………………………… ………………………………………..……………………………………………………… ………………………………………..…… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………  

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4.2. 

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Experimento Nº 02: Dureza

1.  Adicionar 50ml (u otro volumen apropiado) de la muestra de agua a un matraz erlenmeyer. 2.  Agregar 1 ml de una solución buffer o reguladora y también 0,2 ml de indicador ericromo y si fuera sólido una pizca. 3.  Si en el paso anterior aparece un color rojo vino, entonces hay dureza. Titular con la solución EDTA agitando continuamente el matraz. Cerca del punto final aparece una coloración azul pálida; se toma como punto final cuando todo el matiz rojo ha desaparec d esaparecido ido y la solución tiene color azul pálido.

Gráfico:

Observación: ……………………………………………………………………………………..……… ………………………………………… …………………………………………..……………………………………………… ……………………………………… ………………………………………..………………………………………………………………..…………………………. ………………………………………..……………………………………………………………… ………………………….   90

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V. CALCULOS Y RESULTADOS.

5.1 Alcalinidad:

Alcalinizad total en ppm como CaCO 3 = ml de ácido total usado x 10.

Sea P los ml de ácido usado para la titración con fenolftaleína y T los ml de ácido total usado, es decir, la suma de lo usado en la titración con la fenolftaleína y anaranjado de metilo, tendremos: tendremos:

a) Si P = T  T 

Hidróxido (ppm) = P x 10

b) Si P > ½ T  T 

Hidróxido (ppm) = (2P (2P –  – T)  T) x 10 Carbonato normal (ppm) = 2(T – 2(T – P)  P) x 10

c) Si P = ½ T  T 

Carbonato normal (ppm) = T x 10

d) Si P < ½ T  T 

Carbonato normal (ppm) = 2P x 10 Bicarbonato (ppm) = (T – (T – 2P)  2P) x 10

d) Si P = 0  0 

Bicarbonato (ppm) = T x 10

Todos los resultados arriba mencionados están en términos de ppm como CaCO3.

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A continuación se presenta a manera de ilustración, las 5 formas posibles de alcalinidad.

Resultado de la titración: ml de Forma

Alcalinidad (ppm como CaCO 3)

ácido 0,02N Hidróxida

Carbonato

Bicarbonato

(OH)-1 

(CO3)-2 

(HCO3)-1 

P

T

1

20

20

200

0

0

2

14

20

80

120

0

3

10

20

0

20

0

4

6

20

0

120

80

5

0

20

0

0

200

Presentar los resultados de la práctica en el siguiente cuadro: Resultado de la titración: ml de Forma

Alcalinidad (ppm como CaCO3)

ácido 0,02N P

T

Hidróxida

Carbonato

Bicarbonato

(OH)-1 

(CO3)-2 

(HCO3)-1 

1

DUREZA:

Para los cálculos el consumo del titulante, en ml, se multiplica por 20, 40 ó 80, según que la cantidad de muestra haya sido de 50ml, 25ml y 12,5ml, respectivamente; para obtener el valor de la dureza total en ppm como carbonato de sodio.

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VI. CUESTIONARIO: 1. ¿Porqué 1ml de ácido sulfúrico es igual a 1mg de CaCO 3? …………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………   ……………………………………………………………………………………………………………………………

2. Calcular las alcalinidades (Como CaCO 3) en cada una de las siguientes muestras de agua; la titración fue hecha con H2SO4 0,002N en 100ml de muestra. ml de ácido usado

ml de ácido usado

Fenolftaleína

Anaranjada de metilo

A

Ninguno

46,2

B

5,6

20,7

C

16,4

8,7

D

13,8

ninguno

Muestra

VI. CONCLUSIONES:  

……………………………………………………………………..……………….…………………..…………   ……………………………………………………………………..……………….…………………..…………

 

…………………………………………………………………………..…………………………..….…………   …………………………………………………………………………..…………………………..….…………

 

………………………………………………………………………….........…………………………….……   ………………………………………………………………………….........…………………………….……

 

……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….   ……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….

o

o

o

o

VII. RECOMENDAC RECOMENDACIONES: IONES:  

……………………………………………………………………..……………….……………………..………   ……………………………………………………………………..……………….……………………..………

 

…………………………………………………………………………..…………………………………………   …………………………………………………………………………..…………………………………………

 

……………………………………………………………………………..……….........………………...…… ……………………………………………………………………………..……….........………………. ……  

 

……………………….………………………..………………………………...……………………………….   ……………………….………………………..………………………………...……………………………….

o

o

o

o

VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

……………………………………………………………………..………………….………….………………   ……………………………………………………………………..………………….………….………………

 

…………………………………………………………………………..………………….………….…………   …………………………………………………………………………..………………….………….…………

o

o

o

   

o

………………………………………………………………………….....................……………….… …………………………………………………………………………................... ..……………….….. ..… …  ……………………….………………………..…………………..………………….………………………….   ……………………….………………………..…………………..………………….…………………………. 93

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P R Á C T I C A N° 09

MEDIDA DE LA ACIDEZ Ó BASICIDAD. 

I. OBJETIVOS:  OBJETIVOS: 

 

Determinar experimentalmente el pH de una solución mediante el método de colorimetría.

 

Calcular las constantes de disociación de todas las soluciones con el dato de pH obtenido.

 

Predecir el pH aproximado de una solución, haciendo uso del papel indicador universal de pH.

 

Aprender el uso del potenciómetro y encontrar el porcentaje de error del pH de cada solución.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO:

Concepto del pH El pH es la medida convencional de la actividad de los hidrogeniones, esto es, de la acidez o alcalinidad de una solución.

Disociación del agua El agua se disocia muy débilmente en iones oxidrilo (OH-) y en iones hidronio (H +):

H+ + OH- 

H2O

Donde:

Ki : Es una cantidad constante [H+] y [OH-]: Representan las concentraciones co ncentraciones

Resultando la constante:

H  .OH    -



K i



H

2

O

de los iones H+ y OH- 



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De la ecuación anterior resulta la constante del producto iónico del agua se denota como: Kw=[H+][OH-] El valor de Kw, determinado por procedimientos experimentales diversos y a la temperatura de 25o  C, es es muy aproximado a 10-14  por litro y como el agua pura es eléctricamente neutra, en un litro de ella habrá pues 10 -7 gramos  gramos –  – iones  iones de H+ y otros tantos de iones OH-. Como un litro de agua pura contiene 1.000/18 = 55,555... moles de H2O, de ellas sólo 10 -7 disociadas, resulta que en cada 555 millones de moléculas de agua, únicamente existe una de ellas (18 gramos) totalmente disociada, lo cual explica la resistencia opuesta por el agua pura al paso de la corriente eléctrica. Si al agua se le adiciona un ácido, el número de iones H + (que vendrá expresada por 10-6, 10-5... 10-1) se elevará y el de iones OH- disminuirá proporcionalmente pues éstos se combinan con los hidrogeniones que se adicionan y forman moléculas de agua no ionizadas, e inversamente ocurre cuando se adiciona al agua pura una disolución básica o alcalina, en la cual predominan los hidroxiliones (OH-). Resulta, pues, que: Una solución es ácida cuando es [H+] > [OH-] Una solución es neutra cuando es [H+] = [OH-] Una solución es básica cuando es [H +] < [OH-]

Representando [H+] y [OH-] las concentraciones de hidrogeniones e hidroxiliones respectivamente. El químico Sorensen propuso en 1909 expresar el grado de acidez o de alcalinidad de una solución por el valor absoluto del exponente de la base 10, o bien con el logaritmo el logaritmo del número inverso de la concentración de los iones de hidrógeno en la solución, solución , concentración que se representa con el símbolo pH.  pH



- log H



  ó  

 pH  log

1

H 

 



Si suponemos que la concentración de [H +] es igual a 10-7, lo cual corresponde al agua pura, tendremos:

pH = log ( 1/10-7 ) = log 1 – 1 – log  log 10-7 = 0 - log 10-7 = 7 95

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De esto se deduce que la suma de los pH y de los pOH es aproximadamente igual 14; cuanto más bajo es el valor del pH de una disolución tanto más elevada es su acidez, correspondiendo el pH = 0 a las soluciones normales de ácidos fuertes, y pH = 14 a las soluciones de mayor basicidad o alcalinidad, disminuyendo éstas a medida que su pH se aproxime a 7. Grafico resumen de la escala de pH

A continuación se detallan en los cuadros los colores característicos de cada indicador, los cuales nos servirán para encontrar el pH de las soluciones conocidas y también de la muestra problema.

Indicadores ácidos: Indicadores

Intervalo de

Ácido

“Color neutro”

Alcalino

viraje (pH) Anaranjado de metilo

3,2 3,2 –  –  4,4

Rojo

Anaranjado

Amarillo

Verde de bromocresol

3,8 3,8 –  –  5,4

Amarillo

Verde

Azul

Rojo de metilo

4,2 4,2 –  –  6,3

Rojo

Anaranjado

Amarillo

Intervalo de

Ácido

“Color neutro”

Alcalino

Indicadores básicos: Indicadores

pH Azul de bromotimol

6,0 6,0 –  –  7,6

Amarillo

Verde

Azul

Azul de timol

8,0 8,0 –  –  9,6

Rojo

Amarillo

Azul

Fenolftaleina

8,2 - 10

Incoloro

Rosado

Rojo

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III. MATERIALES Y REACTIVOS:

1.1. 

Materiales y equipos:

 

18 tubos de ensayo.  ensayo. 

 

03 Vasos de precipitado.  precipitado. 

 

03 pipetas.  pipetas. 

 

Papel indicador Universal de pH.  pH.  1 pisceta.

 

1.2. 

Reactivos:

 

Ácido acético 0.05 M.  M. 

 

Hidróxido de amonio 0.05 M.  M.  

 

Solución problema.  problema. 

 

Soluciones de indicadores:  indicadores:  - 

Anaranjado de metilo

- 

Rojo de metilo  metilo 

- 

Azul de bromotimol  bromotimol 

- 

Fenolftaleina   Fenolftaleina

- 

Verde de bromocresol  bromocresol 

- 

Azul de timol  timol 

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IV. PROCEDIM PROCEDIMIENTO IENTO EXPERIME EXPERIMENTAL: NTAL:

4.1 

Experimento Nº 1: Evaluación del pH con Indicadores.

1.  Tomar 6 tubos de ensayos limpios y secos. 2. Agregar a cada tubo 1 ml de solución de ácido acético 0.05 M.  

3.  Luego agregar 2 gotas de un indicador diferente en cada tubo, se agitó bien y se observó el color que obtuvo y se procedió a comparar con el patrón de colores y se anotó el rango de pH obtenido. 4.  Proceder igual para la solución de hidróxido de amonio 0.05 M y para la muestra problema. 5.  Determinar los pH del ácido acético 0.05M y del amoniaco 0.05M, así como las respectivas constantes de disociación disociación y reportarlo en el cuadro de resultados.

Observación: ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………………………………….……………………… ………………………………………………………………………………………………..………………………….   ………………………………………………………………………………………………..…………………………. Grafico:

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4.2 

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Experimento Nº 02: Evaluación del pH con el Papel Indicador Universal de pH y el Potenciómetro Potenciómetro..

1.  Rotular 3 vasos de precipitado de 100 ml, limpios y secos. 2. Al primero agregarle 3 ml de solución de ácido acético 0,05 M.  

3.  Al segundo agregarle 3 ml de solución de hidróxido de amonio 0,05 M. 4.  Al tercero 3 ml de la mu muestra estra proble problema. ma. 5.  Proceder a tomarle el pH con el papel indicador universal de pH mojando una tirita de papel con unas gotas haciendo uso de una vagueta. 6.  También proceder a tomarle a las tres soluciones el pH con el potenciómetro. 7.  Calcular las respectivas constantes de disociación y reportarlo en el cuadro de resultados.

Observación: ……………………………………………………………………………………..…………………………………… ………………………………………………..…………………………………………………..…………………… ………………………….…………………………………………….…………………………………………….   ………………………….…………………………………………….……………………………………………. Grafico:

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CUADROS DE RESULTADOS

Para el experimento Nº 1:

Para la muestra de Ácido acético. Indicadores

Color

Color y Rango de pH Con ácido acético.

Anaranjado de metilo Rojo de metilo Azul bromotimol Fenolftaleina Verde de bromocresol Azul de timol

 

pH del Hidróxido de Ácido acético = ……... ……...

Para la muestra de Hidróxido de amonio.

Indicadores

Color

Color y Rango de pH Con Hidróxido de amonio

Anaranjado de metilo Rojo de metilo Azul bromotimol Fenolftaleina Verde de bromocresol Azul de timol

 

pH del Hidróxido de amonio = ……. …….

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Para el experimento Nº 2:

Método de medición del pH Soluciones

Papel indicador

Pehachimetro

universal de pH

(Potenciometro)

Ácido acético Hidróxido de amonio Solución problema

V. CUESTIONARIO:

1.  ¿Cuál de los métodos que utilizó en la determinación de acidez ó alcalinidad de las soluciones es más exacto y porqué? ………………………………………………………………………….………..………………………………..…… .…………………………………………………..…………………………..………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………….……………..…   ……………………………………………………………………………………………………….……………..…

2.  Hallar a Ka del Ácido acético, del Hidróxido de amonio y de solución problema utilizando el pH obtenido en el experimento Nº 1.

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3.  Hallar a Ka del Ácido acético, del Hidróxido de amonio y de solución problema utilizando el pH obtenido en el experimento Nº 2, y para los dos métodos.

4.  Encontrar el porcentaje de error para la medición del pH con indicadores y con el papel indicador universal de pH. En ambos casos asumir el dato teórico al pH encontrado con el potenciómetro. po tenciómetro.

VI.  CONCLUSIONES:  

……………………………………………………………………..……………….…………………..…………   ……………………………………………………………………..……………….…………………..…………

 

…………………………………………………………………………..…………………………..….…………   …………………………………………………………………………..…………………………..….…………

 

………………………………………………………………………….........…………………………….……   ………………………………………………………………………….........…………………………….……

 

……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….   ……………………….………………………..…………………..………………………………..…………….

o

o

o

o

VII. RECOMENDACIONES:  

……………………………………………………………………..……………….……………………..………   ……………………………………………………………………..……………….……………………..………

 

…………………………………………………………………………..…………………………………………   …………………………………………………………………………..…………………………………………

 

……………………………………………………………………………..……….........……………..….…… ……………………………………………………………………………..……….........…………… ….……  

 

……………………….………………………..………………………………...……………………………….   ……………………….………………………..………………………………...……………………………….

o

o

o

o

VIII. 

BIBLIOGRAFÍA:

 

……………………………………………………………………..………………….………….………………   ……………………………………………………………………..………………….………….………………

 

…………………………………………………………………………..………………….………….…………   …………………………………………………………………………..………………….………….…………

 

…………………………………………………………………………..................... …………………………………………………………………………....... ................……………….…… ..……………….……  

 

……………………….………………………..…………………..………………….…………………………. 

o

o

o

o

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P R Á C T I C A N° 10

CINÉTICA QUÍMICA.  I. OBJETIVO:  

Verificar la dependencia de la velocidad de reacción con los factores siguientes: La naturaleza de los reactivos, la temperatura, la concentración, la superficie de contacto, la presencia de catalizador catalizadores es

II. FUNDAMENTO TEÓRICO:

La Cinética química tiene por objeto el estudio de la velocidad con que transcurren los procesos químicos, y la influencia que diversos factores (temperatura, naturaleza de reactivos, acción de catalizadores...), catalizadores...), ejercen sobre ellos. Como primera definición se puede decir que la Velocidad de reacción de una sustancia, es el número de moles de esa sustancia transformados en la unidad de tiempo. Está definición, exige medir la velocidad de reacción en mol/s = mol·s -1. Ejemplo:   24,2 Kg. de peróxido de hidrógeno se descomponen, reduciéndose a la Ejemplo: mitad, en 100 segundos. ¿Cuál es la velocidad de este proceso?. Hallando el número de moles para el peróxido de hidrógeno:

n

W(g)

24200g/2



  



34g/mol

M(g/mol)

255,882 moles.  

Entonces la velocidad del proceso será:

v

moles 

tiempo

255,882 moles 

 

100 segundos



2,559 moles/s.  

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Normalmente el criterio que se sigue para la velocidad, es considerar negativas a las cantidades de sustancia transformadas (desaparecen reactivos), y positivas a las cantidades de sustancias obtenidas (se forman productos). Según este criterio la velocidad de transformación del peróxido de hidrógeno del ejemplo sería: -1

v = -2,559 mol·s . Por lo general la velocidad de una reacción no es constante con el tiempo, por lo que conviene definir una velocidad instantánea, ya que la anterior definición se considera como una velocidad de reacción media. Velocidad instantánea de reacción es la variación, en un instante determinado, de la concentración de cada una de las sustancias que intervienen en el proceso

Matemáticamente se puede expresar: v  Lim Δt0

C ;  



Donde : C  Concentración molar  

t

Está nueva definición, que es la que se sigue normalmente, exige que la velocidad de reacción se exprese en mol/L -1s-1 

La velocidad de reacción así definida, nos puede llegar a dar valores distintos para cada componente de la reacción, lo que puede llevar a error.

Para evitar esto se recurre a una nueva y definitiva definición de velocidad instantánea de una reacción como la derivada, respecto al tiempo, de la concentración de cualquier reactivo ó producto, dividida por su coeficiente estequiométrico y convertida en número positivo. Matemáticamente para la reacción: aA + bB ↔ cC + dD  dD 

v

 

1dA  

a

dt

 

 

1 dB

 

 

 b dt

 

1dC 

c dt

 

1 dD 

d

dt

 

 

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2.1 Factores que influyen en la velocidad

2.1.1  La Naturaleza de las Sustancias

Las reacciones entre iones en disolución son muy rápidas. Las reacciones homogéneas en las que intervienen líquidos y gases son más rápidas que aquellas en las que intervienen sólidos. La reacción es más rápida si aumenta la superficie de contacto o si elevamos el nivel de agitación

2.1.2  La Concentración de los Reactivos

En las reacciones en las que intervienen sustancias gaseosas o sustancias en disolución, un aumento de la concentración de los reactivos provoca un incremento en la velocidad de la reacción.  reacción.   v=k [A]α [B] β 

A y B reactivos de la reacción

2.1.3  La Temperatura

La experiencia indica que al elevar la temperatura, la velocidad de cualquier reacción aumenta, tanto si se trata de una reacción exotérmica como si es endotérmica.   endotérmica. Arrhenius (1889) E 

K



a

A .e R.T

 

La constante de proporcionalidad k crece de forma exponencial con la temperatura

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2.1.4  Área de Contacto Se refiere a que las sustancias que van a ser sometidas a una reacción deben estar en su máxima división y esto lo conseguimos cuando están en el estado de solución Ejemplo: A.  Pb(NO3)2 Trozos  + KI Trozos 

→

PbI2  + KNO3 

B.  Pb(NO3)2 Triturado  + KI Triturado  →

PbI2  + KNO3 

C.  Pb(NO3)2 Solución  + KI Solución  →

PbI2(s)  + KNO3(ac) 

En “A” se obtendrá poco producto porque solo reaccionara el área de contacto entre ellos. En “B” se obtiene un poco más que en “A” porque el área de contacto es un poca ms grande pero en “C” la cantidad de productos obtenidos será mayor por encontrarse en su máxima división.

2.1.5  Los Catalizadores Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción sin experimentar al final de la transformación variaciones en su estructura o en su concentración. Los catalizadores son específicos de cada reacción. Por ejemplo: Döbereiner encontró, en 1823, que el hidrógeno arde en el aire a temperatura ambiente en presencia de “esponja” de platino  platino 

Reacción:

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III. MATERIALES Y REACTIVOS:  REACTIVOS: 

3.1 Materiales y equipos:  

Vasos de precipitados de 100 ml



  Pipeta de 10 ml   Termómetro  

Cronómetro

 

Varilla de vidrio

 

Trípode de hierro

 

Rejilla con cerámica

 

Mechero Bunsen.

 

Balanza

 

Probeta de 100 ml

 

Caja de fósforos

 

Pisceta.

3.2 Reactivos:  

Solución de permanganato de potasio (KMnO4) 0,01 M

 

Solución de ácido oxálico (H 2C2O4) 0,1 M

 

Solución de sulfat sulfato o ferroso (FeSO4) 0,1 M

 

Solución de ácido sulfúrico (H 2SO4) 6 M



  Carbonato de sodio (Na 2CO3) sólido   Soluciones de ácido clor clorhídrico hídrico (HCl) 0,5 M ; 1 M, 2 M  

Agua oxigenada (H2O2) 40 volúmenes

 

Un trocito de carne

 

Dióxido de manganeso (MnO2)

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXPERIMENTA EXPERIMENTAL: L:

4.1 Experimento N° 01: VRXN Vs Naturaleza de los Reactivos.

1.  Vierta en cada uno de los 2 vasos de precipitado precipitadoss 10 ml. de solución de permanganato de potasio. 2.  Agregue a ambos vasos de prec precipitados ipitados 1 ml de ácido sulfúrico. sulfúrico. 3.  Agregue 10 ml de sulfato ferroso, a uno de los vasos de precipitados, midiendo con el cronómetro el tiempo de decoloración de la solución violeta de permanganato de potasio. 4.  Agregue al otro vaso de precipitados 10 ml de solución de ácido oxálico y mida, también en este caso, el tiempo necesario para la decoloración de la l a solución de permanganato de potasio.

Observación: …………………………………………….………………………………………..………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………….... ……………………………………………………………………………………………………………………… ......… ..…  

Reacción:

………………………………………………………………………….   …………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………….   ………………………………………………………………………….

Grafico:

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Docentes: Ing. Hector Jorge Castro Bartolomé.

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4.2 Experimento N° 02: VRXN Vs Temperatura. 1.  Agregue a un vaso de precipitados que contiene 10 ml de permanganato de potasio (KMnO4) 1 ml de ácido sulfúrico (H 2SO4) y 10 ml de solución de ácido oxálico (H2C2O4) midiendo con el cronómetro el tiempo que tarda la solución violeta de permanganato p ermanganato de potasio en decolorarse.  decolorarse.  2.  Sucesivamente se preparan otras 3 soluciones en otros 3 vasos de precipitados empleando los mismos reactivos en las mismas cantidades que en el punto 1. Las mismas deberán ser calentadas a 40 °C, a 50 °C y a 60 °C antes de agregar la solución de oxalato. 3.  Anotar los tiempos en la Tabla. Observación: ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..………………………………………………………………………   …………………………………………………..……………………………………………………………………… Reacción:  …………………………………………………………………..……………………….   …………………………………………………………………..………………………. Grafico:

TIEMPO DE DECOLORACION DE LA SOLUCIÓN DE PERMANGANATO DE POTASIO (KMNO4 ) A DISTINTAS TEMPERATUR TEMPERATURAS AS Temperatura Tiempo empleado (s) Laboratorio.(°C) 40 °C 50 °C 60 °C

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4.3 Experimento N° 03: VRXN Vs Concentración.

1.  Coloque 0,1g de carbonato de sodio en un vaso de precipitado. 2.  Agregue al mismo 1 ml de ácido clorhídrico 0,5 M; midiendo el tiempo que emplea el carbonato de sodio en reaccionar. 3.  Repita el experimento otras dos veces, agregando 1 ml de solución de ácido clorhídrico 1M y 2 M respectivamente. respectivamente.

Observación: ……………………………………………………………………………………..…………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………………………………………………… ..………. ……….  

Reacción: ……………………………………………………………………………….   ………………………………………………………………………………. Grafico:

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4.4 Experimento N° 04: VRXN Vs Catalizadores.

1.  Vierta la misma canti cantida da de agua oxigenada, oxigenada, aproximadame aproximadamente nte 20 ml en llos os 3 vasos de precipitados. 2.  En uno de los vasos de precipitados agregue unos pocos miligramos (mg) de MnO2; en otro el trocito de carne , sirviendo el tercer vaso de precipitados como testigo. 3.  Acerque un fósforo encendido a la superficie de los vasos. ¿Qué ocurre y porqué? 4.  Investigue y conteste; ¿Qué catalizador biológico produce la reacción en el vaso de precipitados que contiene el trocito de carne?

Observación: ……………………………………………………………………………………..…………………………………… ………………………………………………………………………………………..…………………..…………… ………………………………………………………………………………………..………………… ……………  

Reacción: ………………………………..……………………………………………………………….   ………………………………..………………………………………………………………. Grafico:

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V. CUESTIONARIO:

1.  Sera cierto que a mas temperatura mayor velocidad de reacción, fundamente su respuesta. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………   ……………………………………………………………………………………………………………………………

2.  En aquellas reacciones en las que hay presente reactivos gaseosos, ¿de qué manera afecta la variación de la presión a la velocidad de la reacción? ……………………………………………………………………………………..…………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………..………….. …………………………………………………………………………………………………………… …………..  

3.  ¿Que es un catalizador y cómo actúa?. Que tipos de catalizadores existen. Dar dos ejemplos de cada uno. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..……………………..…………….………………… …………………………………………………..…………………… …………….…………………..……………… …………………………………………………………………………………………………………..………………. ………………………………………………………………………………………………………… ……………….  

4.  ¿Si agregamos un catalizador positivo sera cierto que se obtendra mayor cantidad de productos?. ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..………………………………….………………………………… ………………………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………………………… ..……………. …………….  

5.  ¿ Cómo se denominan en general los catalizadores biológicos ?. dar 4 ejemplos de ellos ……………………………………………………………………………………..…………………………………… …………………………………………………..………………………………….………………………………… ………………………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………………………… ..……………. …………….  

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6.  Grafique los valores obtenidos de los tiempos de decoloración de la solucion de KmnO4 a distintas temperaturas como T(°C) vs t(seg)

VI. CONCLUSIONES:  

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VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

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VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

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P R Á C T I C A N° 11

PROPIEDADES Y REACCIONES DE LOS ALCOHOLES. 

I. OBJETIVOS:

 

Analizar y verificar experimentalmente las propiedades físicas de los Alcoholes.

 

Evaluar cualitativamente algunos comportamientos Físicos y Químicos de los Alcoholes.

 

Describir las reacciones que se producen de los Alcoholes frente a reactivos particulares.

 

Reconocimiento de los alcoholes.   Realizar la esterificación de alcoholes con ácidos.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO:

2.1 LOS ALCOHOLES

Son compuestos orgánicos que en su composición elemental poseen carbono, hidrógeno y oxígeno, este último elemento es divalente utilizando una de sus valencias para unirse al carbono y la restante al hidrógeno. Siendo el grupo funcional de es estos tos compuestos el hi hidroxilo droxilo (-OH).

La función alcohol puede encontrarse tanto en hidrocarburos acíclicos, como en los cíclicos. En los h hidrocarburos idrocarburos acíclicos puede encontrarse en carbonos primarios, secundarios o terciarios, dando origen a alcoholes primarios, secundarios y terciari terciarios, os, respectivamente.

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2.2 Reacciones de los Alcoholes

a) Diferenciación de alcoholes – alcoholes – Prueba  Prueba de Lucas: Esta reacción es posible en alcoholes que poseen hasta 6 átomos de carbono. Los alcoholes que poseen pequeño número de carbonos se disuelven en el curso de la experimentación, en cambio los alcoholes que poseen la función alcohol en carbonos secundarios dan con el reactivo una turbidez al cabo de algunos minutos, por el contrario los alcoholes terciarios reaccionan inmediatamente y al igual que los alcoholes secundarios después de haber formado turbidez esta se separa al cabo de algunos minutos.

b) Formación de Alcoholatos: El grupo oxidrilo es capaz de reaccionar con el sodio o potasio metálico para formar el alcóxido e hidrógeno. Esta reacción es posible en alcoholes que tienen bajo peso molecular La reacción se verifica de acuerdo a la siguiente reación: reación: 2R-OH + 2Na

    

  2R-O-Na + H2 

Al realizar la experiencia es indispensable que el alcohol este completamente anhidro, lo cual se consigue agregando sulfato de cobre anhidro.

c) Reacciones de Oxidación:

El ácido crómico u otros agentes oxidantes, pueden transformar los grupos alcohólicos primarios en aldehídos para luego pasar a ácidos, y los secundarios en grupos cetónicos. Esta reacción se realiza en carbonos que poseen oxígeno, el cuál ya está oxidado, y no en carbonos saturados con hidrógeno, los cuales son inertes. En general podemos representar la oxidación de un alcohol primario como sigue: si gue: H R – C – OH

O + (O)

    

  R – C

+ H2O H

H

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III. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1 Materiales:  Materiales:   

07 tubos de ensayo.

 

01 pipeta de 5,0ml.

 

01 gradillas.

 

Mechero.

 

cinta de papel Tornasol Azul.

 

01 pisceta.

 

Pinza para tubo.

3.2 Reactivos:

 

Alcohol etílico.

 

Alcohol metílico

 

Alcohol n-propílico ó n-butanol

 

Dicromato de potasio al 3%.

   

Ácido salicílico. Ácido sulfúrico concentrado.

 

Sodio ó Potasio Po tasio metálico.

 

Cobre metálico (Alambre en forma de espiral).

¡Dibujar los materiales materiales equipos equipos y rreactivos eactivos

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXP EXPERIMENTAL: ERIMENTAL:

4.1 

Experiencia N° 1: Formación de Alcoholatos.

1.  En un tubo de ensayo bien limpio y seco vierta alrededor de 1 a 2 ml de alcohol completamente anhidro, puede utilizar alcohol n-propílico o n-butanol. 2.  Seguidamente coloque un trocito de Na ó K metálico. Observe el desprendimiento de pequeñas burbujas. 3.  Anotar cual es la sustancia gaseosa que se desprende.

Observación: …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………………

Reacción:

Gráfico:

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4.2 

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Experiencia N° 2: Formación del Borato de metilo. Los ácidos minerales debido a los hidrógenos ionizables, estos pueden ser reemplazados por radicales alquílicos para dar origen a un Ester, que arde con llama de colores. En el caso del Ácido Bórico ésta es el color Verde Nilo que va al color verde amarillento, dependiendo del número de carbonos del radical alquílico.

1.  Tomar 0,5g de ácido Bórico en un tubo de ensayo limpio y seco. 2.  Adicionarle 1 ml de alcohol metílico y de 3 a 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado. 3.  Calentar suavemente y hacer arder los vapores del Ester. 4.  Observar la coloración de la llama Verde Nilo.

Observación: …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… ……………………………………………………………………………………….……………………………………………   ……………………………………………………………………………………….…………………………………………… Reacción:

Gráfico:

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4.3 

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Experiencia N° 3: Oxidación mediante la mezcla oxidante de BecKman ó mezcla Sulfo – Sulfo – Crómica.  Crómica.

1.  En un tubo de ensayo bien limpio tomar 2 ml de Dicromato de potasio al 3%, agregue 2 a 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado. 2.  Adicionar 1 ml de alcohol metílico y agitar suavemente la mezcla. 3.  Nótese el color verde esmeralda que se forma por la reducción del Dicromato. 4.  Acercar con cuidado el tubo a las fosas nasales y percibir los vapores de olor característico característ ico del metanal.

Observación: …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………………

Reacción:

Gráfico:

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4.4 

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Experiencia N° 4: Reacciones de esterificación. En esta experiencia comprobaremos la diferencia entre los primeros alcoholes así como también la reacción con un ácido ó formación de ésteres. 1.  En dos tubos de prueba tomar 0,1g de ácido salicílico (sólido) en c/t. Y enumerarlos 2.  Al tubo # 1 agregarle 1ml. de alcohol metílico y al tubo # 2 agregarle 1ml. de alcohol etílico. 3.  Agregarle de 3 a 5 gotas de ácido sulfúrico a c/t (actúa como deshidratante) 4.  Acercar la mezcla a la llama del mechero calentando suavemente. 5.  ¿Qué olor característico característico se percibe?; ¿Observas algún precipitado?. precipitado?.

Observación: …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………   ……………………………………………………………………………………………………………………………………… Reacción:

Gráfico:

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V. Cuestionario: 1.  Escribir todas las formulas estructurales y sus nombres respectivos de los alcoholes de formula molecular global C6H14O y clasifíquelos como alcoholes primarios, secundarios o terciarios. Cual es de ellos darían resultado positivos en la prueba del yodoformo.

2.  Un alcohol de formula molecular C 8H18O produce por deshidratació d eshidratación n una mezcla de dos compuestos isómeros de formula C 8H16. uno de ellos A, produce acetona en su ozonólisis y el otro B, 2 2-butanona -butanona por el mismo tratamiento. ¿Cuál es la estructura del alcohol?

VI. CONCLUSIONES:  

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VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES: o  ……………………………………………………………………..……………….……………………..………   ……………………………………………………………………..……………….……………………..………  

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VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

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PROPIEDADES Y REACCIONES DE LOS ALDEHÍDOS Y CETONAS  I.  OBJETIVOS:  

Evaluar cualitativamente algunos comportamientos Físicos y Químicos de los Aldehídos y Cetonas.

 

Describir las reacciones que se producen de los Aldehídos y Cetonas frente a reactivos particulares.

 

Reconocimiento diferenciando diferenciando los aldehídos de las Cetonas.

 

Comprobar la acción reductora de los aldehídos por el reactivo de tollens.

II.  FUNDAMENTO TEÓRICO: 1.1  LOS ALDEHIDOS. Los aldehídos son compuestos orgánicos ternarios, de carbono, hidrógeno y oxígeno; caracterizados por la presencia del grupo funcional (CHO), a extremo de la cadena. Los aldehídos pueden derivarse teóricamente a partir de d e los hidrocarburos, reemplazando dos átomos de hidrógeno por uno de oxígeno, siempre en un grupo carbonado primario: así que la función aldehídica es esencialmente primario. Se considera a los aldehídos, como la primera fase de la oxidación de los alcoholes, así tenemos: CH3 – CH  – CH2OH + (O)

    

Función alcohol (etanol)

  CH3CHO

+

H2O

Función aldehído (Etanal)

El agente oxidante se combina con los átomos de hidrógeno para formar agua, es decir que se realiza una deshidrogenación del alcohol, de allí el nombre de aldehído, dado por Liebig, que quiere decir, alcohol deshidrogenado.

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1.2  LAS CETONAS: La función cetona o acetona, es función aldehídica secundaria. Se caracteriza por el grupo funcional “CO”, llamado carbonilo.  carbonilo.   Las cetonas ó acetonas}, se derivan d erivan teóricamente teóricamente,, sustituyendo los dos hidrógenos del carbono secundario por el oxígeno: Ejemplo: CH3  – CH – CH2  – CH – CH3 

CH3  – CO – CO –  – CH  CH3 

Propano

Propanona

CH3  – CH – CH2  – CH – CH2 – CH  – CH3  Butano

CH3  – CH – CH2  – CO – CO –  – CH  CH3  Butanona

Si los grupos alquílicos, que están unidos al grupo carbonilo, son iguales, la cetona resultante se llama “simétrica” ó “sencilla”. Pero si los grupos son diferentes, se llaman mixtas. Ejemplo: CH3  – CO – CO –  – CH  CH3 

CH3  – CO – CO –  – C  C3H7 

Acetona simétrica

Acetona mixta.

1.3  REACTIVIDAD DE LOS ALDEHÍDOS Y CETONAS:

La reactividad de los aldehídos y cetonas debida al carácter no saturado del grupo carbonilo da lugar a reacciones químicas comunes en ambos tipos de sustancias. Entre estas reacciones se mencionarán las de: adición (bisulfito de sodio), condensación

(formación

de

fenilhidrazonas,

2,4-dinitrofenilhidrazonas),

polimeración (paraformaldehido), oxidación (pruebas de Feheling y Tollens). Las cetonas se caracterizan por ser muy estables y son oxidadas solamente en condiciones enérgicas, mientras que los aldehídos son oxidados fácilmente a ácidos. Es así que reducen el licor de Feheling y la solución de nitrato de plata amoniacal, ensayo Tollens, con formación de oxido cuproso y plata metálica, respectivamente. Estas dos primeras pruebas nos permiten diferenciar por el

grado de reactividad entre aldehídos y cetonas (ensayos de diferenciación). Curso: Química Médica

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III. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1 Materiales:  Materiales:  - 

08 tubos de ensayo.

- 

Termómetro. -  01 pipeta de 5,0ml. - 

01 gradillas.

- 

Mechero.

- 

Trípode.

- 

Pisceta.

- 

Pinza para tubo.

- 

Rejilla de asbesto.

- 

Vaso de precipitado. p recipitado.

- 

Espátula.

- 

Luna de reloj.

- 

Balanza.

3.2 Reactivos: - 

Reactivo de Tollens.

- 

Solución de formol al 3%.

- 

Solución de Feheling A y B.

- 

Acetona al 0,1%. -  Nitroprusiato de sodio al 10%. - 

Solución de hidróxido de sodio al 10%.

- 

Solución de Lugol.

- 

Hidróxido de potasio sólido.

- 

Solución de Hidróxido de amonio

- 

Solución de Carbonato de sodio al 5%.

- 

Solución de permanganato de potasio a 0,2%

¡Dibujar los materiales materiales equipos equipos y rreactivos eactivos

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXP EXPERIMENTAL: ERIMENTAL:

4.1. 

Experiencia N° 1: Acción Reductora de los Aldehídos: Reacción de Tollens. T ollens. Los aldehídos pueden reducir las sales de plata a plata metálica (Ag).

1.  Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de solución de nitrato de plata al 5% aproximadamente. 2.  Con una pipeta agregar hidróxido de amonio gota a gota y agitando, hasta que se disuelva el precipitado formado. Este líquido transparente constituye el reactivo de Tollens. 3.  Agregar al reactivo de Tollens la muestra de aldehído (0,5 ml de formol ó 1ml de solución de glucosa). 4.  Sin agitar el tubo de prueba calentar al Baño María o suavemente directamente directamente a la llama. 5.  Observar la precipitación de plata libre que se deposita en las paredes del tubo constituyendo un espejo.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………….………………   ……………………………………………………………………………………………………………….……………… Reacción: Gráfico:

……………………………………………………………………..   ……………………………………………………………………..

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4.2. 

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Experiencia N° 2: Acción Reductora de los Aldehídos: reacción de Feheling.

1.  En un tubo de ensayo tomar 1ml de solución cúprica (Feheling A) y agregue 1 ml de solución alcalina (Feheling B). 2.  Observar inicialmente la formación de un precipitado azul. Si se sigue agregando este precipitado desaparecerá formándose una solución de color azul intenso. 3.  Agregar de 5 a 10 gotas de form formaldehído aldehído y caliente hasta ebullición. 4.  Observe la formación de un precipitado color rojo ladrillo por la formación de Cu2O. 5.  Si la reducción fuera máxima máxima puede formars formarsee un espejo de cobre metál metálico. ico.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………… Reacción: Gráfico:

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4.3. 

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Experiencia N° 3: Reacción de Oxidación de los Aldehídos.

1.  En un tubo de ensayo colocar 10 gotas de benzaldehído 2.  Adicionarle 3ml gotas de KMnO4 0,2% y 1ml de Carbonato de sodio al 5%. 3.  Agitar fuertemente y observar la formación de un precipitado oscuro. Si es necesario calentar moderadame moderadamente nte 4.  Enfriar y filtrar. 5.  Al filtrado añadirle unas gotas de ácido clorhídrico. ¿Se presentará un precipitado blanco? 6.  Anote sus observaciones.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………… Reacción: Gráfico: 

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4.4. 

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Experiencia N° 4: Reacción de Legal.

Esta es una reacción que caracteriza a las cetonas. Puede aplicarse a líquidos biológicos, como por ejemplo la orina.

1.  En un tubo de ensayo bien limpio tomar 2 ml de d e solución de acetona al 0,1%. 2.  Seguidamente vierta 2 a 3 gotas de Nitroprusiato de sodio al 10%, agite ligeramente para uniformizar el color. 3.  posterio posteriormente, rmente, teniendo el tubo de ensayo con un ángulo de inclinación de 60°, añada por las paredes 1 ml de amoníaco. 4.  Ponga en forma vertical el tubo y anote la formación de un anillo color violeta intenso que se forma en la interfase. 5.  Repita la experiencia con agua destilada y compare los resultados.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………… Reacción: Gráfico:

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V. Cuestionario: 1.  Indique algunas semejanzas entre los aldehídos y cetonas.

2.  Escriba la estructura de los siguientes compuestos: a) Ciclo pentanona. b) Butiraldehído. c) 3,4-dinitrobenzaldehído.

3.  Al tratar un compuesto de formula general C 3H6O, primero con cloruro de metil magnesio y luego efectuar una hidrólisis ácida, se origina un alcohol C 4H10O. este es oxidable en condiciones muy drásticas, dando como producto ácido etanoico y un gas CO2. ¿Cuál es la estructura de X?. ¿Indique las reacciones involucradas en el proceso anterior?.

VI. CONCLUSIONES:  

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VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

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VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

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PROPIEDADES Y REACCIONES DE LOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS  I. OBJETIVOS:

 

Analizar y verificar experimentalmente las propiedades físicas de los Ácidos Carboxílicos.

 

Describir las reacciones que se producen de los Ácidos carboxílicos a reactivos particulares.

 

Comprobar la acción del ácido metanoico en el nitrato n itrato de plata.

 

Comprobar la descomposición de ácido oxálico.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO: 2.1 Los ácidos orgánicos: Son cuerpos caracteriza caracterizados dos por poseer el grupo funcional carboxilo (-COOH), siendo el hidrógeno sustituible, bien sea por radicales hidrocarburados o metales, dando origen a los ésteres o sales orgánicos, respectivamente. respectivamente. Estos compuestos se nombran haciendo terminar al nombre del hidrocarburo de origen origen en “oico”, existiendo además nombres comunes. comunes.   2.2 Propiedades: Una de las principales propiedades propiedades de los ácidos es la acidez, la cual se debe a la tendencia que tienen el radical carboxilo en romperse heterolíticamente en presencia de una base. 2.3 Reacciones: El proceso de esterificación es una de las reacciones más conocidas que presentan los ácidos orgánicos, estas se llevan a cabo teniendo como catalizador un ácido mineral fuerte (HX), permitiendo además que dicha reacción sea reversible. Podemos representar este proceso según el esquema siguiente:

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CH3 –   – COOH + HX → [CH3  – C(OH) – C(OH) = OH]+ + XÁcido Acético

Ión Ácido Oxonium

[CH3 – C(OH)  – C(OH) = OH]+  + R – OH  – OH →  [CH3 –  – C(OH)  C(OH) –  – OR]  OR]+  + H2O Ión Ácido Oxonium

Ión Éster Oxonium

CH3 – C(OH)  – C(OH) –  – OR]  OR]+  →  CH3  – CO – CO –  –  OR + H+  Ión Éster Oxonium

Éster

Donde: R: R: representa  representa un radical hidrocarburado HX: un HX:  un ácido mineral fuerte.

La reacción corresponde a la ley de acción de masas, basándose los cálculos en base a la reacción siguiente:

Ácido + Alcohol →  Ester + Agua

De donde la constante de equilibrio (K e) será:

K e



ÉsterAgua   Ác. carboxilic oAlcohol 

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III. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1 Materiales:  Materiales: 

 

07 tubos de ensayo.

 

01 corcho de jebe para tubo.

 

01 pipeta de 5,0ml.

 

01 gradillas.

 

Mechero.

 

01 pisceta.

 

Pinza para tubo.

 

Vagueta

3.2 Reactivos:

 

Ácido fórmico ó metanoíco.

 

Ácido acético

 

Ácido oxálico.

 

Solución de Nitrato de plata.

 

Solución de cloruro mercúrico.   Solución de Cloruro férrico.  

Agua de cal.

 

Ácido sulfúrico concentrado.

 

Ázul de metileno.

 

Alcohol amílico (Alcohol pentílico).

 

Solución de tio sulfato de sodio.

¡Dibujar los materiales materiales equipos equipos y rreactivos eactivos

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXP EXPERIMENTAL: ERIMENTAL:

4.1. 

Experiencia N° 1: Acción del Ácido Fórmico ó Metanoico sobre el Nitrato de Plata.

1.  Colocar dentro de un tubo de ensayo una solución de nitrato de plata. 2.  Agregar unas gotas de Ácido metanoíco, hasta observar reacción. 3.  Observar el precipitado blanco que se forma. 4.  Hervir el precipitado que se ennegrece por formación de óxido de plata y plata metálica.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………… Reacción: Gráfico:

…………………………………………………………………….. 

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4.2. Experiencia N° 2: Reconocimiento del Ácido Salicílico Salicíl ico con el Cloruro Férrico 1.  En un tubo de d e ensayo colocar cgs. de ácido salicílico. 2.  Agregarle 2 ml de agua destilada para disolverlo. 3.  Agregar 3 a 5 gotas de cloruro férrico y observar la coloración violeta. 4.  Añadir de 2 a 4 gotas de HCl concentrado observar desaparición del color.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………… Reacción: Gráfico:

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4.3. Experiencia N° 3: Acción frente a la Solución de Azul de Metileno: 1.  Dentro de un tubo de prueba, colocar 1 ml de ácido fórmico. 2.  Adicionar 1 ml de solución acuosa de azul de metileno. 3.  Someter a la acción del calor hasta h asta ebullición. 4.  Adicionarle luego gotas de solución de tio sulfato de sodio. 5.  Se forma ácido sulfuroso que decolora al líquido.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………… Reacción: Gráfico:

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4.4.  Experiencia N° 4: Reacciones de esterificación  –  –   Formación de Acetato de Amilo.

1.  En un tubo se coloca gotas de ácido acético ó centigramos de un acetato 2.  Adicionar gotas de alcohol amílico y luego ácido sulfúrico 3.  Calentar suavemente, se desprende vapores de acetato de amilo, de olor agradable, se recuerda a esencia artificial de plátanos.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………………………………………… Reacción: Gráfico:

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V. Cuestionario: 1. Definir ccada ada uno de los términos que sigue siguen n y escrib escribir ir la form formula ula estruct estructural, ural, de un un ejemplo de cada uno: a)  Ácido graso b)  Ácido carboxílico diprótico (dibásico). c)  Ácido tribásico. d)  Ácido sulfónico. e)  Un haluro de ácido. f)  Un anhídrido de ácido. 2.  Escribir ecuaciones con indicación de todos los catalizadores o condiciones especiales, para ilustrar: a)  Descarboxilación. b)  Formación de sal. c)  Hidrólisis. d)  Halogenación de un hidrogeno alfa. e)  Formación de cloruro de acilo. VI. CONCLUSIONES:  

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o

o

o

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VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

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o

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VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

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P R Á C T I C A N° 14

PROPIEDADES Y REACCIONES DE LOS CARBOHIDRATOS. 

I. OBJETIVOS:

 

Realizar diferentes pruebas de oxidación para la determinación de azucares reductores.

 

Diferenciar a los azúcares reductores de los no reductores.

 

Formación de osazonas de algunos monosacáridos.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO:

2.1.  Composición de los Carbohidratos. En su composición entran los elementos carbono, hidrógeno y oxígeno, con frecuencia en la proporción Cn(H20)n, por ejemplo, glucosa C 6(H2O)6 de aquí los nombres carbohidratos o hidratos de carbono. Estos compuestos, abarcan sustancias muy conocidas y al mismo tiempo, bastante disímiles, azúcar común, papel, madera, algodón, son carbohidratos o están presentes en ello en una alta proporción. A partir del dióxido de carbono y agua, las plantas sintetizan los carbohidratos, en un proceso denominado fotosíntesis.

2.2.  Clasificación Los

carbohidratos

se

clasifican

en

monosacáridos,

oligosacáridos

y

 polisacáridos.  Un monosacárido monosacárido,, es una unidad, ya no se subdivide más por

hidrólisis ácida o enzimática, por ejemplo glucosa, fructosa o galactosa.

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Los oligosacáridos están constituidos por dos a diez d iez unidades de monosacáridos. La palabra viene del griego, oligo = pocos. Digamos el azúcar az úcar que utilizamos es un disacárido y por tanto un oligosacárido. o ligosacárido.

2.3.  Reacciones  

Los monosacáridos reaccionan de acuerdo a los grupos hidroxilo y carbonilo que poseen.

 

Los disacáridos y los polisacáridos se pueden hidrolizar para producir monosacáridos.

 

Los azúcares que dan resultados positivos con las soluciones de Tollens, Benedict ó Fehling se conocen como azúcares reductores, y todos los carbohidratos que contienen un grupo hemiacetal o hemicetal dan pruebas positivas. Los carbohidratos que solo contienen grupos acetal o cetal no dan pruebas positivas con estas soluciones y se llaman azúcares no reductores.

C

O

OH

C

O

C C

OR C

H

Hemiacetal ó Hemicetal Hemicetal

C

H

 Acetal ó Cetal Cetal

 

La solución de Benedict se utiliza u tiliza en la determinación cuantitativa de glucosa en la sangre.

 

Las osazonas de los mono y disacáridos son compuestos amarillos, que cristalizan en formas características de la solución en que se produce. Tienen puntos de fusión característicos. Todos los azúcares epímeros, que difieren en la configuración del C-2 , forman la misma osazona. Los monosacáridos forman precipitado en caliente y los disacáridos no. La glucosazona precipita en 2-3 minutos. En una suspensión del producto de reacción se observan con el microscopio haces de cristales amarillos. El campo de la xilosazona se ve como cristales largos amontonados. La arabinosazona se presenta como

cristales amarillos agrupados en roseta. Curso: Química Médica

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III. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1 Materiales:  Materiales: 

 

05 Tubos de ensayo

 

01 Mechero de alcohol

 

01 Vaso de precipitado de 250 ml

 

01 Pinzas para tubo de ensaye

 

01 Matraz Erlenmeyer 125 ml

3.2 Reactivos:

 

Sol. de AgNO3 al 2.5%

 

Sol. de NaOH 5%

 

Hidróxido de amonio 5%

 

Reactivo A de Feheling

 

Reactivo B de Feheling

 

Acido Nítrico concentrado

 

Reactivo de Benedict

 

Soluciones al 5% de Glucosa

¡Dibujar los materiales materiales equipos equipos y rreactivos eactivos

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IV. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXP EXPERIMENTAL: ERIMENTAL:

4.1  Experiencia N° 1: Carbohidrato - Prueba de Fehling. 1.  Mezcle 1 ml de solución A y 1 ml de solución B. 2.  Agregue 1 ml de la solución de Glucosa. 3.  Caliente a ebullición. 4.  La formación de un precipitado rojo y la decoloración de la solución indica prueba positiva para azúcar reductor.  reductor.   5.  Realizar el mismo experime experimento nto con la sacarosa.  sacarosa. 

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………..……   …………………………………………………………………………………………………………………………..…… Reacción:

Gráfico:

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4.2  Experiencia N° 2: Carbohidrato Carbohidrato - Prueba de Tollens. 1.  Coloque en un tubo de ensayo limpio 1 ml de solución de nitrato de plata al 2.5%. 2.  Agregue tres gotas de hidróxido de sodio al 5%. 3.  Después gota a gota y con agitación una solución de hidróxido de amonio al 5% justo hasta que se disuelva el óxido de plata que precipitó 4.  Evitando cualquier exceso de NH 4OH. Este reactivo debe usarse recién preparado y debe destruirse con un exceso de ácido nítrico al terminar de utilizarlo, ya que forma compuestos explosivos. 5.  Agregue al reactivo recién preparado 1 ml de Glucosa. 6.  Agite y caliente brevemente en baño maría, sin dejar de agitar durante el calentamiento. 7.  La aparición de un espejo de plata indica prueba positiva para azúcar reductor. Una vez terminada la prueba el tubo de ensaye se deberá limpiar con ácido nítrico para destruir el espejo de plata. 8.  Realizar el mismo experimento con la sacarosa. Observación: ……………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………….…………   …………………………………………………………………………………………………………………….…………

Reacción:

Grafico:

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4.3  Experiencia N° 3: Prueba de Benedict: 1. 

Coloque en un tubo de ensaye 1 ml del reactivo de Benedict.

2. 

Agregue cuatro o cinco gotas de la solución del azúcar.

3. 

Caliente a ebullición y deje enfriar a temperatura ambiente.

4. 

Un precipitado cuya coloración varía desde amarillo hasta rojo, con decoloración de la solución, indica prueba positiva.

5. 

Realizar el mismo experimento con la sacarosa.

Observación: ……………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………   ………………………………………………………………………………………………

Reacción:

Gráfico:

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4.4  Experiencia N° 4: Oxidación con le permanganato de potasio. 1.  En dos tubos de ensayo colocar 1 ml de solución de permanganato de potasio. 2.  A uno de ellos agregarle 3 gotas de ácido sulfúrico y al otro 3 gotas de hidróxido de sodio. 3.  A cada uno de los tubos de ensayo añadirle 1 ml de solución de glucosa y calentar en Baño María. 4.  Observar y comparara los resultados.

Observación: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………   …………………………………………………………………………………………

Reacción:

Gráfico:

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V. CUESTIONARIO

1.  ¿ Por qué se considera reductor a un azúcar?.

2.  ¿En qué consisten las pruebas que nos permiten saber si un azúcar es reductor?.

3.  ¿Por qué no se deben tirar las sales de plata al drenaje?

4.  Indique la preparación de los reactivos de Tollens, Fheling y Bénedic

VI. CONCLUSIONES:  

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VII. RECOMENDA RECOMENDACIONES: CIONES:  

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VIII. BIBLIOGRAFÍA:  

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BIBLIOGRAFÍA.

1.  BRICEÑO, Carlos - RODRÍGUEZ CÁCERES, Lilia. (1994). “QUÍMICA” “QUÍMICA”.. Editorial Educativa. Colombia.

2.  J. B. Russell/ A. Larena. (1995). “Química” “Química”.. Editorial McGraw Hill. México. 3.  ARMAS, Carlos.(1996). “TÉCNICAS Y EXPERIMENTOS EN QUÍMICA”.  QUÍMICA”.  Editorial Avanzada. Trujillo-Perú.

4.  BURS, RALPH A. (2003). “FUNDAMENTOS DE QUÍMICA”. QUÍMICA”. Editorial Person Prentice Hall. Cuarta edición. México. 5.  CHANG, Raymond. (2010) “QUÍMICA”. “QUÍMICA”.   Editorial McGraw Hill Interamericana. Decima edición. México. 6.  PETRUCCI, R. H. [et al.]. (2011). “Química general: principios y aplicaciones modernas”. Editorial modernas”.  Editorial Prentice-Hall. Séptima edición. Madrid. 7.  FIESER L. (1997) (1997) “EXPERIMENTOS DE QUÍMICA ORGÁNICA”. Editorial ORGÁNICA”. Editorial Reverte. España.

8.  CARRASCO VENEGAS, Luis (2004) “QUÍMICA EXPERIMENTAL”. Editorial Impresiones Gráficas América S.R.L.

Esta Ciencia es muy interesante