Laboratorio quimica inórganica

nilsalcas@yahoo.com
alexcaspo@hotmail.com
2006

SUMARIO
Presentación 3
Primeros auxilios en el laboratorio 4
Seguridad y reglas de laboratorio 7
Tomar precauciones 8
Operaciones fundamentales 13
Propiedades y cambios físicos y químicos de las sustancias 18
Separación de aluminio a partir de material de desecho 23
Obtención del carbonato de calcio 27
Estado liquido, viscosidad, tensión superficial 30
Estructura atómica 35
Enlace químico 39
Reacciones de los iones metálicos 45
Tabla periódica 50
Soluciones 56
Potenciometria 64
Reacciones químicas 70
Funciones químicas inorgánicas 81
Acidimetría 93
Titulación ácido base 97
Cinética quimica 101
Electroquímica 106
Determinación de densidad 109
Glosario 112
Bibliografía 107
nilsalcas@yahoo.com 2

LABORATORIO DE QUIMICA
PRESENTACION
El presente trabajo guía de laboratorio curso modular de quimica, pretende entre
otras metas brindar temas básicos que serán desarrolladas necesariamente en el
laboratorio, y que se consideran indispensables para una buena preparación académica
de los alumnos. Y además es necesario que nuestros alumnos empiecen a desarrollar un
conjunto de habilidades y actitudes que les permitan tener éxito a lo largo de su
formación.
La ciencia química es sustantivamente experimental por lo que se han planteado
experiencias que deben realizarse durante el tratamiento programático y que representan
el refuerzo más significativo en el desarrollo de la asignatura.
Es importante que Ud. sepa que el laboratorio es un lugar de trabajo serio y que
su atención y su comportamiento será observado por el docente encargado en el trabajo
de laboratorio, quienes por otro están para guiarlos y responder a sus dudas.
Cuando Ud. ingrese al laboratorio se entiende que sabe lo que tiene que hacer,
para lo cual habrá leído con suficiente anticipación la guía del experimento que ha de
realizar. Sin embargo, a manera de repaso, los profesores harán una exposición
resumida del experimento que deberá efectuar antes de iniciar las prácticas.
Existe la obligación de que cada alumno tenga sus notas de laboratorio en un
cuaderno, para tomar todos sus datos y observaciones y redactar el informe del
experimento.
El éxito de su experimento está en la observación acuciosa de los fenómenos que
ocurren en la exactitud de la anotación de datos y mediciones, en el orden correcto de
los pasos de cada experimento, habilidad para la manipulación de los aparatos, en la
adquisición de buenos hábitos que son la base de la formación de un científico.
Los experimentos de laboratorio no son una repetición memorizada de las guías.
Estas tienen por objeto darle las indicaciones importantes para cada experimento cuyo
mayor ingrediente es el raciocinio e inteligencia del alumno para llegar al conocimiento
adecuado de un principio químico.
Si lo elaborado y sostenido, permite un mejor aprendizaje con ahorro de tiempo
y energía, diremos que estamos respondiendo a las expectativas de los jóvenes, padres
de familia, así como a la modernización en la enseñanza de la química.
Es importante además saber que la entrega de los informes debe ser la semana
siguiente de haber realizado la práctica.
“El libre acceso al edificio de la ciencia está permitido no sólo a quienes idearon el proyecto, trazaron
los dibujos, prepararon los materiales o colocaron los ladrillos, sino también a todos aquellos que
están ansiosos por conocer íntimamente el plan y no desean vivir en sus criptas” (Dimitri Mendeleiv).
“el hombre que trabaja con las manos es un obrero; el hombre que trabaja con las manos y la mente es
un profesional; más el hombre que trabaja con las manos, la mente y el corazón es un artista.”
(Leonardo Da Vinci)
AUTOR

PRIMEROS AUXILIOS EN EL LABORATORIO
En los laboratorios es necesario instalar una vitrina o un botiquín que contenga
una serie de productos indispensables para proporcionar primeras curas en casos de
accidentes:
Dicho botiquín debe contener:
 Cinta adhesiva de varios tamaños
 Aspirina
 Vendas de varios tamaños de anchura
 Ácido bórico
 Alcohol
 Agua oxigenada al 3%
 Mentiolato
 Algodón hidrófilo esterilizado
 Pomada de quemaduras (picrato)
 Sulfamida
 Bicarbonato de sodio
 Termómetro clínico
 Pinzas
 colirio (baños para ojos)
 torniquete
 vaselina
 leche de magnesia
 polvo de mostaza
 manual de socorrismo y primeros auxilios
LAS LESIONES Y SU TRATAMIENTO
Las principales lesiones que pueden ocurrir en un laboratorio de enseñanza son:
1. asfixia: se puede originar por varios motivos: envenenamiento,
insuficiencia de oxigeno en el aire, descarga eléctrica, ahogo, etc.; pero
los efectos son los mismos en cualquier caso: poco oxigeno en la sangre.
En los laboratorios las asfixias más frecuentes se producen por
inhalación de gases venenosos, descarga eléctrica y falta de aire
(sofocación). Para el tratamiento se recomienda.
 Quitar inmediatamente la causa
 Practicar la respiración artificial.
2. heridas: se produce una herida siempre que se rompa la piel por
cualquier causa. La gravedad de la herida dependerá de la profundidad de
la penetración y de los daños que hayan sufrido los tejidos profundos.
Las heridas pueden ser:
 heridas incisas: las producen los instrumentos cortantes. No tiene
bordes ásperos ni presentan magulladuras. Sangran libremente y no
se cierran. En los laboratorios, la mayoría de estas heridas las
producen los vidrios rotos.
Aunque son las heridas más fáciles de curar, a veces pueden
penetrar mucho y originar derrames internos, por ejemplo las

originadas por un extremo afilado de un tubo de vidrio, este tipo de
heridas son propensas a infectarse, puede requerir una sutura si son
profundas.
 Heridas laceradas: son aquellas en las que se han magullado o
arrancado los tejidos y los bordes son irregulares. La hemorragia
puede ser menos grave que en las anteriores, pero sufren
complicaciones más que éstas por el magullamiento que las rodea.
Se pueden cubrir con un apósito grande o con una toalla limpia.
Es indispensable la intervención de un médico.
Las contusiones dañan los vasos sanguíneos que se encuentran
debajo de la piel y hacen que se produzca una pequeña hemorragia
subcutánea, a consecuencia de la cual se pone la piel roja y luego se
va volviendo oscura, de un violado purpúreo.
En este tipo de heridas no llega a romperse la piel, se magullan
los tejidos y se lesionan los órganos internos, se produce también la
hinchazón.
Este tipo de heridas se puede producir al caerse o al hacer impacto
sobre el cuerpo algún objeto pesado, las contusiones graves pueden
llegar a provocar la muerte cundo hayan alcanzado algún órgano
interno.
Para curarlas se cubre la zona afectada con una toalla empapada
en agua fría. Si la contusión es grave, requiere la intervención de un
médico
3. Quemaduras: las quemaduras y escaldaduras son lesiones causadas por
las sustancias químicas como ácidos y bases fuertes: así como por otros
agentes (calor seco, fuego, electricidad, vapor, etc.)
Quemaduras de primer grado, son las que producen
enrojecimiento e hinchazón de la piel (ligera inflamación). Solo queda
afectada la epidermis o parte exterior inferior de la piel.
Quemaduras de segundo grado, llegan a producir ampollas, se ve
afectada la dermis o capa inferior de la piel.
Quemaduras de tercer grado, supone la destrucción total de la piel
y de algunos tejidos subcutáneos. Algunos músculos, nervios y vasos
sanguíneos quedan destruidos.
A veces es más grave una quemadura de primer grado que cubra
mucha extensión, que una de tercer grado que, pese a su gran
profundidad, sea de pequeño tamaño.
Para las quemaduras leves se recomienda aplicar una compresa
empapada en una solución de bicarbonato de sodio NaHCO3 (una
cucharita de bicarbonato de sodio disuelto en medio litro de agua). En
este tipo de quemaduras producidas por el calor también es
recomendable aplicar agua en abundancia, ello puede evitar la formación
de ampollas.
Las quemaduras eléctricas se tratan como las producidas por el
calor, en las quemaduras graves lo primero que se debe hacer es tratar al
afectado contra el choque (conmoción) extenderlo, aflodo al hospital. No
se deben poner nunca ropas en contacto directo con las quemaduras.
Cuando se les incendian las ropas a alguien, se le tiende en el
suelo sobre la parte no incendiada para proteger la cabeza y el cuello y
evitar que se extiendan las llamas, se le cubre de inmediato con una

manta o cualquier material que permita sofocar las llamas. Debe
tratársele contra el choque.
Quemaduras por sustancias químicas, ante las quemaduras por
ácidos, debe lavarse inmediatamente con agua las partes afectadas; si la
zona afectada es muy grande se debe quitar la ropa, que pueden estar
impregnados del ácido, una vez bien lavadas las quemaduras, se les
aplica una solución de bicarbonato de sodio cubriéndolo luego con
apósito humedecido.
Las quemaduras por álcalis fuertes se deben lavar con abundante
agua, lavándolas a continuación con una solución de cloruro de amonio
NH4Cl al 5%, una al 2% de ácido acético o una solución de ácido bórico
las quemaduras con fósforo son muy peligrosas, no se deben
cubrir nunca con apósitos aceitosos o grasos. Se debe aplicar una
solución al 1% de sulfato cúprico. También se recomienda sumergir en
agua la parte quemada, a continuación una solución de bicarbonato de
sodio al 2%, luego en otra de sulfato cúprico al 1% y finalmente se lava
con una de bicarbonato de sodio.
Son igualmente muy peligrosas las quemaduras de bromo. Debe
lavarse inmediatamente hasta que desaparezcan las trazas de bromo.
Deberá ser tratado luego de modo específico con el médico.
De caso de lesiones en los ojos, debe proceder de inmediato a
lavarlos con abundante agua limpia. Las quemaduras por álcalis son
peores que las causadas por ácidos, son más profundas, extensas y
rápidas.
Luego de lavados se echará una gota de parafina liquida o aceite
de ricino para disminuir el dolor, se deberá someter luego a una
observación en un establecimiento médico.
4. tratamiento para envenenamientos:
no obstante son raros los casos de envenenamiento en un
laboratorio de enseñanza de las ciencias, el profesor debe de conocer el
tratamiento de primeros auxilios requeridos para combatir el
envenenamiento producido por inhalación, penetración a través de la piel
y por ingestión.
Cuando se ingieren venenos corrosivos o cáusticos los labios y
la boca aparecen manchados y en ellos se observan señales de
quemaduras. Si se conserva el conocimiento, la victima se quejará de
agudos dolores en la boca, la garganta, el esófago y el estomago. Por lo
general, siente una sed abrasadora, y suele presentarse dificultades al
hablar o al tragar a causa de la inflamación causada por el veneno.
En este tipo de veneno nunca debe darse un emético (vomitivo)
porque al salir la sustancia corrosiva volverá a dañar.
En los casos de ácidos, excepto el ácido carbónico, dar leche de
magnesia y abundante agua. En los casos e álcalis se debe dar una
solución ácida débil, como partes iguales de vinagre y agua o jugo de
limón o naranja disuelta en agua.
Tanto en los casos de ácidos como de álcalis, debe diluirse la
sustancia corrosiva y suavizarse los tejidos corroídos por medio de varios
vasos de leche, huevos crudos batidos en leche, aceite de oliva, aceites
empleadas en ensaladas, harina mezclada con agua o agua de cebada.
Los venenos irritantes dan un sabor metálico característico. La

tintura de yodo produce en mancha característica. El nitrato de plata
mancha los labios hasta ponerlos negros. Las sales fuertes de mercurio y
de zinc corroen los labios y la lengua que presentan un aspecto blanco y
arrugado, se presenta dolor en el estomago, seguido de nauseas.
Frente a las sustancias irritantes debe provocarse el vomito y
vaciar el estomago de inmediato, se debe dar un emético, luego de vaciar
el estómago dar claras de huevo en agua o leche (excepto en el caso de
envenenamiento con fósforo)
5. tratamiento para envenenamiento con determinados gases
Tratamiento General:
 las personas se llevan a que respiran aire fresco y no se les deja
caminar
 si cesa la respiración se debilita mucho, debe aplicársele la
respiración artificial, salvo cuando la intoxicación la haya
producido el cloro, bromo o el fosfato (cloruro de carbonilo)
 se debe mantener al paciente tranquilo y caliente
 no se debe suministrar alcohol nunca
 debe administrarse oxigeno, incluso cuando la respiración
parezca satisfactoria.
SEGURIDAD Y REGLAS DE LABORATORIO
El laboratorio de Química está diseñado para que entiendas y profundices en
algunos conceptos, pero además para desarrollar habilidades que te ayudarán a lo largo
de tu desenvolvimiento de tu práctica profesional.
El éxito del laboratorio dependerá de tu disciplina y orden en el trabajo. Tu
trabajo en laboratorio debe estar planeado de tal manera que pueda ser desarrollado
adecuadamente en las horas asignadas, para lograr esto siempre debes investigar antes
de llegar al laboratorio a realizar los experimentos. El registro de resultados del
experimento también es importante, por lo que debes tener un cuaderno de laboratorio
(bitácora) en donde anotes todas las observaciones y medidas que realices. Con
frecuencia en los laboratorios de química se trabaja con sustancias o procedimientos
peligrosos, a continuación resumimos algunas reglas para lograr un ambiente seguro en
el trabajo de laboratorio.
Medidas de seguridad en el laboratorio de química
Es importante que conozcas y sigas las reglas del laboratorio, de esta manera
reconocerás y evitarás riesgos en tus experimentos de química.
1. Practica siempre la precaución y el buen juicio
2. Usa siempre zapatos cerrados que protejan tus pies, no está permitido el uso de
sandalias o cualquier zapato descubierto.
3. Si usas pelo largo siempre debes sujetarlo ya que corre el riesgo de incendiarse
cuando estés trabajando con fuego.
4. Es indispensable que uses bata como medida de protección para tu ropa y tu piel.
5. No está permitido comer, beber, ni fumar dentro del laboratorio.
6. No debes efectuar experimentos no autorizados, siempre sigue las instrucciones del
docente.

7. Usa lentes de seguridad para proteger tus ojos, no es recomendable usar lentes de
contacto en el laboratorio.
8. Localiza todo el equipo de seguridad el primer día de clase de laboratorio: extintores,
regadera de emergencia, el botiquín de primeros auxilios y los teléfonos.
9. Considera todo los reactivos químicos como peligrosos y lee sus etiquetas
cuidadosamente.
No debes probar ninguna sustancia. Si algún reactivo se ingiere por accidente, debes
notificarlo de inmediato al profesor.
10. Nunca debes oler directamente una sustancia, cuando se requiera que reportes el
olor de una sustancia, debes abanicar sus vapores suavemente con la mano hacia tu
nariz.
11. Si alguna sustancia entra en contacto con tus ojos o piel debes lavar con agua
abundante durante aproximadamente 15 minutos. Solicita ayuda a tu profesor mientras
te lavas. Toda la ropa contaminada debe removerse.
12. Nunca tapes tus ojos a menos que estés completamente seguro que tus manos están
libres de cualquier sustancia. Lava tus manos con jabón y agua frecuentemente,
especialmente cuando has concluido tu experimento.
13. Debes usar una campana de extracción cuando manejes cualquier sustancia tóxica
volátil o cuando en una reacción se desprendan gases tóxicos.
14. Nunca debes usar sustancias inflamables cerca de una flama o objeto caliente.
15. Si algún material de vidrio se rompe lo debes recoger y desechar inmediatamente.
16. Debes colocar los tubos de ensaye calientes, con líquido o no, en una gradilla de
alambre o dentro de un vaso de precipitados.
17. Cuando calientes sustancias en un tubo de ensayo, nunca apuntes la boca del tubo a
algún compañero o a ti mismo, ya que pueden presentarse proyecciones del líquido
caliente.
18. Siempre debes mantener el orden y la limpieza en tu mesa de trabajo. Mantén
despejada el área entre las mesas para evitar cualquier accidente. Mantén una adecuada
disciplina durante la estancia en el laboratorio
19. Esta prohibido trabajar solo en el laboratorio, siempre debes hacerlo en presencia
del profesor.
20. No manejes cristalería u otros objetos con las manos desnudas si no tienes la certeza
de que están fríos.
21. Mientras no uses los frascos que contengan los reactivos que estas empleando en el
experimento, mantenlos tapados.
22. Cuando traslades varios objetos de vidrio, no cargues todos al mismo tiempo.
23. No debes tirar sustancias químicas al desagüe. En cada práctica debes preguntar al
profesor sobre los productos que se pueden arrojar al desagüe para evitar
contaminación.
24. Siempre que tengas duda acerca de que hacer en cualquier circunstancia consulta al
profesor.
Notifica al profesor de cualquier accidente de inmediato.
TOMAR PRECAUSIONES:
 evite salpicaduras de reactivos. Si esto ocurriera lavarse con abundante agua
 opere cantidad mínima de ácido sulfúrico, ten cuidado cuanto este caliente
 nunca agregar agua al ácido sulfúrico porque salta y causa quemaduras
 diluir el ácido sulfúrico de la siguiente manera: vierta agua en un recipiente y
añada gota a gota el ácido sulfúrico , agitando

 cautelar el uso de soda cáustica (NaOH) u otros álcalis y ácidos
 no coger reactivos con la mano. Manipular sólidos con espátulas
 asearse las manos después de cada experimento o de manipular reactivos
químicos
 no haga reacciones desconocidas
 no mezcle reactivos indiscriminadamente, puede ser peligroso
 cuando calienta tubos de prueba con reactivos, coger con pinzas
 cuide que las bocas de los tubos de prueba que calienta no estén dirigidas a
ningún compañero o cuaderno, puede saltar líquidos calientes ácidos o cáusticos
 proteger materiales de laboratorio y sustancias químicas
 no derramar soluciones
 taponera los frascos después de utilizarlos, con sus respectivas tapas. Evite
confundirlas
 mantener los frascos etiquetados, los cuales serán usados para un solo reactivo
 ordenar los frascos etiquetados alfabéticamente y numéricamente
 limpiar espátulas y tubos de prueba después de utilizar
 lavar material de vidrio con agua potable, detergente y enjuague con agua
destilada
 tener cerca agua potable para cualquier emergencia
 seguir instrucciones del profesor
 trabajar con limpieza, orden y disciplina
 observar conducta buena y permanente anhelo de superación.

SUSTANCIA Y REACTIVOS DE FACIL ADQUISICION:
NOMBRE QUIMICO NOMBRE COMUN FORMULA ADQUIRIDO
Ácido clorhídrico
Ácido sulfúrico
Ácido bórico
Ácido acético
Ácido carbólico
Hidróxido de sodio
Hidróxido de magnesio
Hidróxido de amonio
Óxido de calcio
Peróxido de hidrógeno
Azufre
Carbón
Grafito
Yodo
Cobre
Hierro (limadura)
Aluminio
Zinc
Magnesio
Plomo
Calcio
Cloruro de sodio
Cloruro de amonio
Yoduro de potasio
Carbonato de calcio
Sulfato de calcio
Sulfato de calcio anhidro
Sulfato cúprico hidratado
Sulfato ferroso hidratado
Sulfato de magnesio hidratado
Nitrata de plata
Sulfato de Al y K
Permanganato de potasio
Bicarbonato de sodio
Bisulfito de sodio
Carbonato de sodio
Clorato de potasio
Nitrato de potasio
Hipoclorito de sodio
Tetraborato de sodio
Naftaleno
Triclorometano
Metanol
Etanol
Propanotriol
Metanal
Etanal
Benceno
Propanona
Ácido etanoico
Ácido etanodioico
Éter sulfúrico
Carburo de calcio
Almidón
Sacarosa
Glucosa
Fenolftaleina
Tornasol
Anaranjado de metilo
Ácido muriático
Aceite de vitriolo
Ácido bórico
Vinagre (sol.5%)
Fenol o fénico
Soda cáustica
Leche de magnesia
Amoniaco (sol.20%)
Cal viva
Agua oxigenada
Azufre
Carbón de leña
Carbón de pila
Sal común
Caliza, mármol
Yeso cocido
Yeso para escultura
Vitriolo azul
Vitriolo verde
Sal inglesa
Alumbre
Bicarbonato
Sal de soda
Salitre
Lejía (sol. 5%)
Bórax
Naftalina
Cloroformo
Alcohol de madera
Alcohol ordinario
Glicerina
Formol (sol. 40%)
Benzol
Acetona
Ácido acético
Ácido oxálico
Éter común
Carburo
Azúcar común
HCl
H2SO4
H3BO3
CH3COOH
C6H5OH
NaOH
Mg(OH)2
NH4OH
CaO
H2O2
S
C
C
I
Cu
Fe
Al
Zn
Mg
Pb
Ca
NaCl
NH4Cl
KI
CaCO3
CaSO4
CaSO4.2 H2O
CuSO4.5 H2O
Fe SO4. 7H2O
MgSO4.7H2O
AgNO3
KAl(SO4)2
KMnO4
NaHCO4
NaHSO4
Na2CO3.10H2O
KClO3
KNO3
NaClO
Na2B4O7.10H2O
C10H8
CHCl3
CH3OH
C2H5OH
C3H5(OH)3
HCHO
CH3CHO
C6H6
C2H5
CH3COOH
COOH-COOH
C2H5-O-C2H5
CaC2
(C6H10O5)n
C12H24O11
C6H12O6
Ferretería
Ferretería
Proveedor
Farmacia
Farmacia
Bodega
Farmacia
Ferretería
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Ferretería
Taller M.
Taller M.
Taller M.
Taller M.
Taller M.
Proveedor Q.
Ferretería
Proveedor Q.
Bodega
Farmacia
Farmacia
Ferretería
Farmacia
Ferretería
Ferretería
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Tienda P.
Bodega
Farmacia
Tienda F.
Ferretería
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Tienda P.
Farmacia
Farmacia
Proveedor Q.
Ferretería
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Farmacia
Ferretería
Ferretería
Bodega
Bodega
Farmacia
Proveedor Q.
Proveedor Q.
Proveedor Q.

OPERACIONES FUNDAMENTALES.
I.- OBJETIVOS:
 Adiestrar, dando a conocer las técnicas en estas operaciones llamadas
fundamentales de uso común en el laboratorio, que permite además de la buena
ejecución obtener mejores resultados en las experimentaciones que se lleva a
cabo.
 Estudiar y reconocer algunas técnicas de operaciones básicas y rutinarias
empleadas en los trabajos de laboratorio.
 Realizar experimentalmente la separación o purificación de una mezcla
homogénea y heterogénea.
II.- FUNDAMENTO TEORICO:
La teoría correspondiente a estas operaciones fundamentales escapan al alcance
de cualquier indicación teórica, debido a que se trata de un hecho práctico en la que se
hace alguna que otra referencia teórica elemental según la dificultad que presenta una
determinada experiencia. Tanto en la naturaleza como en los experimentos en el
laboratorio se encuentran mezclas de sustancias, que hace necesario el empleo de
operaciones básicas, tales como:
1. Pulverización: Operación para reducir el tamaño de los cuerpos sólidos
relativamente grandes. A nivel de laboratorio se hace uso de pequeños molinillos
o morteros, de acuerdo a las características del material, posteriormente, se hace
uso de tamices para seleccionar el tamaño de partículas.
2. Precipitación: Operación de formación de sólidos, a partir de una disolución. A
veces ocurre cuando dos disoluciones diferentes se mezclan, dando lugar a una
reacción química y el producto o uno de los productos es un sólido insoluble en
agua. El sólido generalmente aparece como una suspensión y toma el nombre de
precipitado.
3. Decantación: Consiste en dejar en reposo una solución que contiene un
precipitado, logrando que éste se asiente en el fondo del recipiente por influencia
de la fuerza de gravedad y el liquido sobrenadante se pueda separar o trasvasar
cuidadosamente con ayuda de una varilla (bagueta), quedando e esta manera, el
sólido precipitado en el fondo del recipiente.
4. Filtración: Es la separación de los componentes de una mezcla o combinación,
que consiste en hacer pasar la mezcla sólida-líquida a través de un medio poroso
(papel de filtro) que retendrá las partículas sólidas. En esta operación se hará
uso del embudo, en donde portara el papel de filtro; realizada la filtración, lo que
queda adherido sobre el papel de filtro se denomina residuo y el líquido que
atraviesa, filtrado.
Cuando las partículas sólidas son pequeñas, se hace la filtración al vacío, usando
el embudo de Buchner. El papel de filtro de coloca en el fondo del embudo, que
se encuentra adaptado en un matraz de filtración al vacío, conectado con una
trampa de agua. Cuando el agua del grifo pasa por la trampa frente al orificio
que comunica con el sistema de filtración. Se produce un vacío parcial dentro
del sistema, lo que origina una succión que acelera la filtración.
5. Centrifugación: Es otro método de separación de un sólido y un líquido.
Consiste en colocar la muestra en tubos y depositarlo en la centrifuga y
mediante la fuerza de rotación (centrífuga), las partículas sólidas suspendidas en
el líquido de los tubos son separados y depositados al fondo de éste.

6. Evaporación: Consiste en pesar una muestra del estado líquido l estado de
vapor, ya sea a temperatura ambiente o a mayor temperatura. Esta operación se
emplea también para concentrar una disolución.
7. Lavado: Consiste en eliminar las sustancias solubles que impurifican el
precipitado. Se debe usar pequeñas cantidades de líquido de lavado al hacer esta
operación, dejando escurrir en cada lavado. La naturaleza del líquido del lavado
depende de la solubilidad y propiedades químicas del precipitado, de las
impurezas a eliminar y la influencia que puede tener la solución del lavado que
queda con el precipitado en el tratamiento ulterior del mismo.
8. Secado y Calcinado: Son operaciones que elimina el contenido de humedad de
los precipitados obtenidos al filtrar una mezcla, mediante la acción del calor.
Hornos, estufas eléctricas o muflas eléctricas, etc. En el secado la temperatura
no excede de 300ºC y se realiza en estufas eléctricas. Las muestras se colocan en
lunas de reloj o cápsulas de porcelanas.
En la calcinación, las temperaturas comprenden el rango de 300ºC a 1200ºC y se
realiza en hornos o muflas eléctricas. Las muestras se colocan en crisoles de
porcelana de níquel o platino, según la naturaleza de la muestra.
9. Pesado: Es una operación en la que se determina el valor exacto de la masa de
una sustancia. El tipo de balanza más empleada en el laboratorio es la Balanza
Analítica, con una sensibilidad de 0,1 mg. La carga máxima de este instrumente
varia entre los 100 y 200 gramos, hay otros tipos de balanzas que poseen uno o
dos platillos.
10. Destilación: Es una operación que consiste en pasar una sustancia, del estado
líquido al estado de vapor, que posteriormente se condensa. Se funda en la
diferencia del punto de ebullición de las sustancias a separar. Se producen los
cambios de estado: la evaporación producida por el calentamiento y la
condensación producida por la refrigeración. Existe dos tipos de destilación:
 Destilación simple: Para separar los componentes de una mezcla líquida
o de un sólido en solución, que tienen diferente puntos de ebullición
entre sí. Ejemplo: separación de una mezcla de alcohol-agua, mezcla de
aceite-acetona, etc.
 Destilación por reflujo o continua: Para separar sustancias que son
insolubles en agua, ligeramente volátiles y mezcladas con otros
productos no volátiles. Ejemplo: una mezcla de productos orgánicos,
extracción de aceite contenida en las oleaginosas (maní, castañas, etc.) se
usa el aparato de SOXHLET.
11. Extracción: Separación de un componente contenido en un sólido o líquido
usando un disolvente líquido, éste disolverá sólo un componente o algunos de
ellos. Los disolventes más usados son: alcohol, acetona, éter, benceno, etc.
12. Cromatografía: Comprende un grupo de métodos que se basan en la separación
de mezclas de sustancias químicas dependiendo de las afinidades de los solutos
entre dos fases inmiscibles. Una de las fases es fija (fase estacionaria) de gran
área superficial mientras que la otra es líquida (fase móvil), y se mueve a través
de la superficie de la fase fija o sobre ella. La fase estacionaria puede ser un
sólido poroso o finamente dividido, o un líquido que ha sido puesto en capa
delgada sobre un material de soporte inerte. La fase móvil puede ser un líquido
puro o una mezcla de soluciones (por ejemplo, buffers) o puede ser un gas (puro
o una mezcla homogénea)

III.- PARTE EXPERIMENTAL:
MATERIALES REACTIVOS
- SOPORTE UNIVERSAL -solución de acetato de plomo
- gradillas para tubos de ensayos - solución de yoduro de potasio
- beaker de 250 ml - agua destilada
- matráz erlenmeyer de 250 ml - sulfato de cobre sólido
- varillas de vidrios o bagueta - cloruro de sodio sólido
- pisceta - acetona
- trípode - alcohol etílico
- regía
- mechero bunsen
- estufa eléctrica
- papel de filtro
- balanza
- tubos de prueba
- equipo de destilación
- equipo soxhlet
-probetas
-embudo de vástago corto
III.- TECNOLOGIA:
Experimento Nº 1. Separación de un compuesto por: precipitación, decantación, lavado
y secado.
a) En un tubo de prueba tome 5ml de una solución de acetato de plomo y en otro
tubo tome 5ml de solución de yoduro de potasio.
b) Luego de observar las características principales de ambas sustancias, verter
ambas soluciones en un beaker, en seguida agregar 10ml de agua destilada, para
acelerar la velocidad de precipitación. Dejar reposar 5 minutos para facilitar la
decantación.
c) Armar el equipo de filtración; después de pesar el papel de filtro, se procederá a
filtrar vertiendo la solución sobre el papel de filtro, usar la varilla de vidrio para
dirigir el líquido contra la pared del filtro y hacia el vértice del embudo, el
extremo inferior de la varilla bebe estar cerca del papel de filtro, pero sin tocarlo.
Nunca debe llenarse el embudo.
d) Inmediatamente proceder a lavar las paredes interiores del beaker, usando la
pisceta con agua para que arrastre todas las partículas sólidas hacia el filtro.
e) Dejar escurrir todo liquido, luego sacar cuidadosamente el papel de filtro del
embudo conteniendo el precipitado, colocar en el vidrio de reloj y llevar a una
estufa eléctrica para secar la sustancia (tiempo aprox. 10 min.). dejar enfriar al
medio ambiente luego colocar en el frasco desecador hasta peso constante y
finalmente pesar el sólido obtenido.
f) Reportar los datos obtenidos y entregar el producto obtenido. Determinar el peso
exacto por diferencia de peso.
Experimento Nº2. Disolución, evaporación y cristalización.
a) En un beaker colocar 20ml de agua de caño, agregar 5 gramos de cloruro de
sodio o sulfato de cobre.
b) Agitar la solución con la varilla de vidrio y luego filtrar. Desechar el residuo
obtenido. Calentar el líquido filtrado obtenido hasta la evaporación, se forma

abundantes cristales. Anotar la temperatura de cristalización y suspender el
calentamiento.
c) Enfriar exteriormente la mezcla con chorro de agua de caño.
d) Pesar el papel de filtro y proceder a filtrar nuevamente, los cristales obtenidos
en el papel de filtro se llevan a secar en la estufa eléctrica.
e) Finalmente por diferencia de pesos obtener el peso de los cristales obtenidos.
Experimento Nº 3. Destilación simple.
a) Medir en una probeta 200ml de una mezcla de agua y alcohol y depositar en el
balón del destilador.
b) Armar el equipo de destilación simple. Calentar el balón del destilador con llama
suave, para evitar la ebullición brusca del líquido.
c) Anotar la temperatura de ebullición, en el momento que caiga la primera gota de
destilado en el vaso.
d) Continuar calentando hasta una temperatura fija que indicará el profesor.
e) Dejar de calentar el balón y enfriar a temperatura ambiente. desarmar el equipo
con mucho cuidado.
f) Medir el volumen de destilado obtenido y el residuo que queda.
Experimento Nº 4. Sublimación del yodo.
a) En un vaso de 100ml agregar 1,5 gramos de yodo sólido
b) En un balón de 100ml llenar agua de caño y colocar sobre el vaso de precipitado.
c) Colocar en el trípode y suministrar calor moderado. observe el color del vapor.
d) Apague el mechero y observe la base del balón. Explique lo sucedido.
e) Separar con una bagueta un poco de yodo sublimado a un beaker y agregar 5ml
de alcohol etílico, obteniendo así el alcohol yodado.

EJERCICIO
OPERACIONES BASICAS DE LABORATORIO
I.- esquematice cada uno de los experimentos realizados en la práctica.

PROPIEDADES Y CAMBIOS FISICOS Y QUIMICOS DE LAS SUSTANCIAS.
I.- OBJETIVOS:
 Identificar objetivamente las manifestaciones de las diferentes propiedades
físicas y químicas de las sustancias.
 Estudiar la naturaleza de los cambios producidos en las sustancias por la acción
del calor y otros medios físicos y químicos.
 Pronosticar y conocer cuando un cambio es fenómeno físico y químico.
PROPIEDADES: Las propiedades de una sustancia son características propias
que la hace distinta de otras, se clasifican en las siguientes:
A. Propiedades generales: son las que afectan a los diversos estados físicos de la
materia en la naturaleza y son:
 Extensión: propiedad por el cual los cuerpos ocupan un lugar en el espacio
(volumen).
 Impenetrabilidad: el espacio ocupado por un cuerpo no puede ser ocupado al
mismo tiempo por otro.
 Divisibilidad: la materia se divide en porciones cada vez más pequeñas: cuerpo,
partícula (mecánico), moléculas (físico) y átomos (químico).
 Dilatación: es el aumento que experimentan los cuerpos en sus dimensiones por
acción del calor
 Porosidad: son los espacios vacíos que se encuentran entre las partículas del
cuerpo, por lo tanto la materia es discontinua.
 Inercia: los cuerpos tienden a conservar su estado de reposo o movimiento
uniforme en que se encuentran.
 Atracción: los cuerpos tienden a atraerse unos a otros: gravitacional (entre masas
grandes), adhesión (entre partículas), cohesión (entre moléculas) y afinidad
(entre átomos).
B. Propiedades particulares: tienen en cuenta el estado físico de cada sustancia, es
decir, presentan atributos que le permite diferenciar a las sustancias, no gozan de la
propiedad aditiva ni de la masa.
Sólidos Líquidos Gases
Dureza: resistencia al ser
rayados por otros.
Viscosidad Fluidez
Tenacidad: resistencia al
ser rotos por torsión o
tracción.
Fluidez Viscosidad
Maleabilidad: facilidad de
formar láminas.
Tensión superficial Comprensibilidad
Elasticidad: facilidad de
recuperar su estado inicial.
expansibilidad
Ductibilidad: facilidad de
convertirse en hilos.
Plasticidad

C. Propiedades físicas: son características que pueden ser determinadas, sin cambio en
su composición química. Se puede dividir en:
 Propiedades Físicas Externas: depende de la cantidad de materia, masa,
volumen, tamaño y también entre ellas se encuentra, las propiedades
organolépticas (sabor, olor, color, forma, etc.)
 Propiedades Físicas Internas: no depende de la cantidad de materia de una
sustancia y no es afectada apreciablemente por el tamaño de la muestra o el
estado de subdivisión de ésta. Ejemplo: densidad, viscosidad, punto de
ebullición, punto de fusión, punto de solidificación, índice de refracción,
solubilidad, conductividad eléctrica, etc.
D. Propiedades químicas: son aquellas que se manifiestan cuando una sustancia sufre
transformaciones químicas o pueden experimentar un cambio químico. Ejemplo:
alcalinidad, oxidación, fermentación, etc.
FENÓMENO: son cambios o transformaciones surgidas en la naturaleza de una
sustancia. Se puede dividir en:
 Fenómenos Químicos: son cambios que conlleva a la formación de sustancias
nuevas y que implican modificaciones en la composición o estructura interna de
las sustancias. Ejemplo: oxidación del hierro, combustión de la gasolina,
saponificación de la grasa, etc.
 Fenómenos Físicos: son cambios temporales y reversibles. Es decir, la sustancia
puede recuperar su estado inicial, después del cese del efecto que produjo el
cambio. Ejemplo: hervir el agua, moler tiza, disolver sal en agua, etc.
 Fenómenos Alotrópicos: es aquel que causa importantes cambios en las
propiedades físicas de una sustancia pero sin llegar a convertirla en otra.
Ejemplo: el oxígeno diatómico (O2 normal), y el oxígeno triatómico (O3 ozono);
el carbono (diamante y grafito); fósforo (blanco y rojo), etc.
MATERIALES: REACTIVOS:
- Trípode - yodo metálico ( Iº )
- Rejilla - zinc metálico (Znº)
- Pinzas metálicas - H2SO4
- Tubos de ensayo - HCl 6N
- Vasos de precipitación - acetona
- Lunas re reloj - azúcar (C12H22O11)
- Probeta - alambre de cobre
- orina
- agua destilada
- leche fresca
- cubierta de conchas
IV.- TECNOLOGIA:
Experimento Nº 1: IDENTIFICACIÓN DE CAMBIOS FISICOS:
 Depositar en un tubo de ensayo 0,1g de yodo metálico, coger el tubo con una
pinza y colocar a baño maria, hasta la obtención de nuevos cristales. Observar y
anotar todos los cambios producidos. Especificar y explicar dichos cambios.
 En una luna de reloj depositar 2 gotas de acetona y dejar evaporar
completamente. Anotar los cambios.

 Coger una pequeña cantidad de azúcar en un vaso de precipitado con agua,
mover, observar.
Practica domiciliaria: fundamenta en base a un experimento si la agitación, trituración,
evaporación, solidificación, destilación, condensación son variaciones del estado físico.
Experimento Nº 2: IDENTIFICACION DE CAMBIOS QUIMICOS:
 Introducir uno de los extremos de un pedazo de alambre de cobre en ácido
clorhídrico (HCl) 6N y observar.
 Coger unos trocitos de cubierta de cocha, colocar en una luna de reloj y dejar
caer sobre ésta 2 ó 3 gotas de HCl 6N. anotar los cambios e indique la sustancia
obtenida.
 En un tubo de ensayo colocar 2ml de H2SO4 diluido y añadir granallas de zinc.
Observar e identifique la reacción.
 Coger una pequeña cantidad de azúcar, introducir en un tubo de ensayo y
agregar gotas de ácido sulfúrico concentrado. Observar y plantea la ecuación
química.
Practica domiciliaria: fundamenta en base a una experiencia observada en casa, sobre
fenómenos químicos o que hayan producido cambio de composición.
Experimento Nº 3: DETERMINACION DE DENSIDADES:
a). Densidad de la leche:
 En una probeta de 250ml de capacidad, colocar 200ml de leche
 Determinar la densidad de la muestra de leche, colocando el densímetro en el
centro de la muestra
 Leer directamente la densidad en la escala del densímetro y anotar el resultado
b). Densidad de la orina:
 En una probeta de 100ml de capacidad colocar 80ml de orina
 Determinar la densidad de la orina, colocando el urinómetro en el centro de la
muestra
 Leer directamente la densidad en la escala del urinómetro y anotar el resultado.
c). Determinación de densidades:
 Densidad de sólidos que se sumergen completamente en un liquido o solución
 Densidad de sólidos que se sumergen parcialmente en un líquido o solución.
Complete el cuadro que se muestra usando agua como líquido para hallar el volumen
del sólido
Masa (g) Volumen (ml) p (g/ml)
Sólido A
Sólido B

EJERCICIO
PROPIEDADES Y CAMBIOS FISICOS Y QUIMICOS DE LAS SUSTANCIAS:
I.- Esquematice cada uno de los experimentos realizados en la práctica:
II.- Responda las siguientes preguntas:
Experimento Nº1
1.- Explique que cambios se produjeron en el experimento con el yodo metálico
¿porqué?
2.- ¿Qué observó en el experimento con la acetona?

3.- En el experimento con el azúcar:
a) ¿Qué propiedades extrínsecas observó?
b) ¿Qué propiedades intrínsecas observó?
Experimento Nº2
1.- ¿Qué sucede al colocar el alambre de cobre en el ácido clorhídrico?¿por qué?
2.- ¿Qué cambios observó al dejar caer gotas de ácido clorhídrico sobre la cubierta de
concha?
3.- ¿Qué sustancia se obtuvo?
4.- ¿Qué observo al agregar ácido sulfúrico al azúcar?
5.- ¿En que se transformó?

SEPARACIÓN DE ALUMINIO A PARTIR DE MATERIAL DE
DESECHO
I.-FUNDAMENTP TEORICO:
El aluminio es uno de los metales más abundantes en la superficie terrestre
(~7.5% en masa de la corteza). En la naturaleza se encuentra en un mineral llamado
bauxita (Al2O3 ·2H2O). La abundancia de aluminio, aunada a la particularidad de sus
propiedades físicas y químicas, hace que este material sea ampliamente utilizado en la
industria. Sin embargo, la extracción de este metal directamente de la bauxita es un
proceso muy caro. Para producir una sola lata de aluminio, es necesario gastar una
energía equivalente a la de un foco de 100 Watts encendido durante 6 horas. Este costo
se puede reducir hasta en 95%, reciclando las latas de aluminio existentes. Este proceso
de reciclaje también ayuda a reducir el problema de contaminación generado por la gran
cantidad de latas de aluminio que hoy en día se desechan. Las latas de aluminio tienen
una “vida” promedio de aproximadamente 100 años.
En este experimento, en lugar de reciclar aluminio para generar nuevas latas de este
metal, vas a conocer un proceso químico que te permitirá transformar aluminio de
desecho en un compuesto químico útil cuya fórmula es KAl(SO4)2 ·12H2O, comúnmente
conocido como alumbre. El alumbre es utilizado en el teñido de telas, en la fabricación
de conservadores de alimentos, como un coagulante en la purificación de agua en las
plantas de tratamiento de aguas residuales.
Los compuestos químicos conocidos como alumbres, son compuestos iónicos que
cristalizan en soluciones que contienen aniones sulfato, SO4
2-, un catión trivalente como el Al3+, Cr3+ o Fe3+, y un catión monovalente como el K+,
Na+ o NH4+. Muchos de los alumbres cristalizan como 24 octaedros o cubos y bajo las
condiciones apropiadas se pueden obtener cristales de tamaño considerable.
Las reacciones involucradas en la producción de alumbre a partir de aluminio metálico,
se presentan en los siguientes párrafos. Las ecuaciones etiquetadas como “a”
representan las ecuaciones iónicas netas para cada etapa de la reacción.
Es común que el aluminio reaccione lentamente con ácidos diluidos porque su
superficie esta cubierta por una capa delgada de óxido de aluminio (a los metales con
esta característica se les conoce como autoprotectores). Las soluciones alcalinas o bases
fuertes (que contienen OH-), disuelven la capa de óxido y entonces atacan el metal. De
esta manera, en un medio acuoso alcalino, el aluminio metálico se oxida para formar el
anión Al(OH)4
-
, el cual es estable en solución básica. Además, en esta reacción se
produce hidrógeno gaseoso.
2 Al(s) + 2 KOH(ac) + 6 H2O(l) _ 2 KAl(OH)4(ac) + 3 H2(g)
2 Al(s) + 2 OH-
(ac) + 6 H2O(l) _ 2 Al(OH)4
-
(ac) + 3 H2(g)
Después de que el aluminio se ha disuelto, el exceso de KOH se debe neutralizar con
H2SO4,
2 KOH(ac) + H2SO4(ac) ………..K2SO4(ac) + 2 H2O(l)
OH-
(ac) + H+
(ac) ……….H2O(l)

Además, el H2SO4 también convierte al anión Al(OH)4
-
en Al(OH)3, que es insoluble en
agua, por lo que precipita,
2 KAl(OH)4(ac) + H2SO4(ac) …………..2 Al(OH)3(s) + K2SO4(ac) + 2 H2O(l)
Al(OH)4
-
(ac) + H+
(ac) ………..Al(OH)3(s) + H2O(l)
Al colocar más H2SO4, el Al(OH)3 se disuelve para formar Al2(SO4)3 que es un compuesto
iónico soluble en agua. Un hidróxido, tal como el Al(OH)3, que puede ser disuelto tanto
por ácidos como por bases se dice que es anfotérico.
2 Al(OH)3(s) + 3 H2SO4(ac) ………. Al2(SO4)3(ac) + 6 H2O(l)
Al(OH)3(s) + 3 H+
(ac) ………………Al3+
(ac) + 3 H2O(l)
Cuando la solución de iones aluminio acidificada se enfría, el KAl(SO4)2 ·12H2O o
alumbre cristaliza.
Al2(SO4)3(ac) + K2SO4(ac) + 24 H2O(l) ……… 2 KAl(SO4)2 .12H2O(s)
Al3+
(ac) + 2 SO4
2-
(ac) + K+
(ac) + 12 H2O(l) ………. KAl(SO4)2 .12H2O(s)
La reacción global de todo el proceso es la siguiente
2 Al(s) + 2 KOH(ac) + 4 H2SO4(ac) + 22 H2O(l) …... 2 KAl(SO4)2 + 12H2O(s) + 3 H2(g)
II.- Objetivo
Obtener un compuesto químico a partir de materiales de desecho.
III.- Material y reactivos
- Lata de aluminio.
- Solución 2.8 M de KOH.
- Solución 6 M de H2SO4.
- Alcohol etílico.
- Rojo de metilo u otro indicador ácido-base.
- Hielo.
- Lija para metal.
- Tijeras.
- Regla.
- Vasos de precipitado de 50 mL o 100 mL, 250 mL y 600 mL.
- Parrilla eléctrica.
- Equipo de filtración en vacío: embudo Büchner, matraz Kitazato, papel filtro y
mangueras.
- Espátula.
- Probeta.
- Agitador de vidrio.
- Embudo.
- Piseta con agua destilada.
A. Actividades que debes realizar previas a la sesión experimental.
1. Para este experimento deberás traer una laminilla de aluminio de aproximadamente 5
cm x 7 cm, la cual deberás obtener de una lata de aluminio. Cada alumno debe traer al
laboratorio su propia laminilla.
2. Lija la laminilla por ambos lados. Asegúrate de eliminar totalmente los restos de
plástico o pintura.

3. Es necesario que traigas tijeras para cortar tu laminilla de aluminio.
4. Pesa la pieza de aluminio. Para este experimento necesitas aproximadamente 1.0 g de
aluminio. Si tu laminilla pesa entre 0.9 g y 1.2 g, es aceptable.
5. Pesa un vaso de precipitados de 250 mL.
6. Corta tu pieza de aluminio en cuadritos de aproximadamente 0.2 cm de longitud y
colócalos en el vaso de precipitados.
7. Pesa el vaso de precipitados con la muestra.
8. Determina la masa del aluminio.
9. Coloca 25 mL de solución 2.8M de KOH en el vaso de precipitados que contiene tu
muestra de aluminio.
10. Si la reacción procede muy lentamente, coloca el vaso de precipitados en una
parrilla y CALIENTA SUAVEMENTE, sin llegar a la ebullición. En esta etapa se
desprenderán burbujas de gas (H2). La reacción finalizará cuando no se desprendan más
burbujas o cuando no haya piezas visibles de aluminio.
11. Cuando la reacción finalice, separa la fuente de calor del vaso de precipitados y deja
que la solución se enfríe a temperatura ambiente.
12. Mientras la solución se enfría, prepara el equipo de filtración en vacío (figura 1).
Figura 1. Equipo de filtración en vacío.
13. Una vez fría, filtra la solución.
14. Utiliza una piseta con agua destilada para enjuagar el vaso de precipitados en donde
se disolvió el aluminio. Aplica el agua directamente sobre la pared del vaso para
remover toda la solución que pudiera contener. NO UTILICES MÁS DE 20 mL DE
AGUA. Es mejor que enjuagues con 5 mL en etapas sucesivas a que coloques los 20
mL una sola vez. Filtra la solución de cada uno de tus enjuagues.
15. Transfiere la solución del matraz kitazato a un vaso de precipitados de 250 mL.
16. Coloca 10 gotas de indicador rojo de metilo en la solución. Debes saber que el rojo
de metilo torna a la solución de color amarillo si es básica y de color rojo si es ácida.
17. Coloca 25 mL de una solución 6M de H2SO4 en un vaso de precipitados limpio y
seco.
18. Con cuidado, adiciona poco a poco la solución de H2SO4 a la solución filtrada, hasta
que ésta última adquiera un color rojo. LA SOLUCIÓN PUEDE CALENTARSE
DEBIDO A QUE OCURRE UNA REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN. Agita con
cuidado la solución filtrada a medida que adicionas el H2SO4. Notarás la formación de
un precipitado blanco. Evita colocar un exceso de H2SO4. (RECUERDA: la adición de
H2SO4 a la solución que contiene Al(OH)4- produce Al(OH)3 el cual precipita, pero el
exceso de H2SO4 hace que el Al(OH)3 se disuelva).
19. Calienta la solución con el precipitado y agítala hasta que todo el Al(OH)3 se
disuelva. La solución debe ser de color rojo y no debe contener sólidos suspendidos. Si
la solución no es roja, coloca unas gotas de la solución 6M de H2SO4 hasta que se torne
roja.
20. Enfría la solución obtenida en el paso 19 en un baño de hielo durante 20-30
minutos, agitando ocasionalmente. Notarás la formación de cristales de alumbre.
21. Mientras se enfría la solución, lava el equipo de filtración en vacío que utilizaste.

22. Filtra la solución que contiene los cristales de alumbre. Si dispones de tiempo
(aproximadamente 45 minutos más), coloca la solución filtrada en el vaso de
precipitados que contenía tus cristales y evapora aproximadamente hasta la mitad del
volumen original. Enfría la solución resultante utilizando un baño de hielo durante 20-
30 minutos y has una segunda filtración utilizando el mismo papel filtro donde
recolectaste tus primeros cristales.
23. Mantén el papel filtro con los cristales obtenidos en el equipo de filtración.
24. Lava los cristales, que se encuentran en el equipo de filtración, con 20 mL de
alcohol etílico. Adiciona el alcohol poco a poco hasta agotarlo y después deja que se
evapore por espacio de 3 a 5 minutos.
25. Deja secar el papel filtro con los cristales.
26. Determina la masa de alumbre que obtuviste.
27. Muestra los cristales que obtuviste a tu profesor de laboratorio.
28. Reporta tus resultados.

OBTENCIÓN DE CARBONATO DE CALCIO.
I. OBJETIVO:
- Aplicar los conocimientos básicos de estequiometría: reactivo límite, eficiencia de una
reacción, pureza de reactivos y pureza de productos.
- Llevar a cabo la reacción para obtener carbonato de calcio a partir de carbonato de
sodio y cloruro de calcio di hidratado.
- Obtener el porcentaje de rendimiento experimental en la obtención de carbonato de
calcio.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO:
La estequiometría es una herramienta indispensable en química, su palabra deriva
del griego stoicheion (“elemento”) y metron (“medida”). La ley de la conservación de
la materia es una de las leyes fundamentales del cambio químico.
Las reacciones químicas se representan por medio de las ecuaciones químicas cuyas
formulas químicas que están a la derecha de la flecha son las sustancias de partida o
reactivos, y las formulas químicas que se encuentran a la izquierda son las sustancias
que se producen en la reacción o productos.
2H2 + O2 ……… 2 H2O
Los números antepuestos a las fórmulas químicas son los coeficientes (el número uno
(1) normalmente no se escribe); los coeficientes son los que permiten que en la ecuación
química haya un número igual de cada elemento a cada lado de la flecha, cuando se
satisface esa condición, se dice que la ecuación está balanceada
III. PARTE EXPERIMENTAL:
Materiales y reactivos:
Material por grupo de laboratorio:
• Dos vasos de 100ml
• Tres pipetas graduadas de 10ml
• Un vidrio de reloj mediano
• Un embudo de vidrio mediano
• Dos agitadores de vidrio
• Un aro metálico con nuez
• Un erlenmeyer de 250ml
• Un tubo de ensayo
• Una espátula
• Una hoja de papel de filtro mediano número 597
• Un soporte universal.
• Un pipeteador
Material de uso común a todos los grupos de laboratorio:
- Agua destilada
- Cloruro de calcio dihidratado sólido
- Carbonato de sodio anhidro sólido
- Solución de nitrato de plata al 2% (0,1N)
- Cuatro vasos de precipitados de 250ml
- Balanza analítica
- Estufa a 105oC.
- Cinta de enmascarar

IV.- TECNOLOGIA:
Obtención del precipitado de carbonato de calcio:
1. En un vaso de precipitados de 100ml limpio y seco pese aproximadamente entre
1,0 a 1,5 gramos de carbonato de sodio (Na2CO3); adicione 10ml de agua
destilada y con el agitador de vidrio mezcle hasta disolución completa.
2. En otro vaso de precipitados de 100ml limpio y seco agregue la cantidad de
cloruro de calcio dihidratado (CaCl2. 2 H2O) en la cantidad necesaria para que
reaccione completamente con el carbonato de sodio que pesó anteriormente,
(recuerde incluir las aguas de hidratación en el peso molecular usado); adicione
10ml de agua destilada y con el agitador de vidrio mezcle hasta disolución
completa. (Recuerde manejar con precaución los reactivos)
3. Adicione la solución de cloruro de calcio a la solución de carbonato de sodio
lentamente utilizando una varilla de vidrio; enjuague el vaso con
aproximadamente 3,0 a 5,0 ml de agua destilada y adiciónelos al vaso donde está
la mezcla de reacción. Deje en reposo por aproximadamente 15 minutos.
FILTRACIÓN:
1. Pese una hoja de papel de filtro No 597 y dóblela cuidadosamente, colóquela en
el embudo de vidrio humedeciendo con agua destilada para que el papel se fije a
las paredes. El embudo se coloca sobre el aro metálico con nuez y su vástago se
coloca hacia el interior de un erlenmeyer de 250ml.
2. Transvase cuidadosamente el sobrenadante del vaso de precipitados donde está
la mezcla de reacción y finalmente el precipitado formado. Lave el sólido que
queda retenido en el papel de filtro con abundante agua destilada hasta fin de
cloruros, si algo del precipitado pasa el papel de filtro, volver a filtrar
cuidadosamente.
3. La determinación de cloruros se realiza tomando en un tubo de ensayo algunas
gotas de las aguas de lavado que han pasado por el filtro y se recogen al final del
vástago del embudo, y se le adicionan dos gotas de la solución de nitrato de plata
(AgNO3). Si en la solución hay iones cloruros se produce un precipitado blanco
de cloruro de plata (AgCl).
SECADO:
1. Una vez terminado el lavado transfiera el papel filtro cuidadosamente al vidrio
de reloj previamente pesado y colóquelo en la estufa a 105ºC hasta que esté
completamente seco. El vidrio de reloj se saca y se deja enfriar en un desecador
y se pesa. Colocar nuevamente en la estufa y volver a pesar hasta obtener un
peso constante. (Tener cuidado en la manipulación del papel de filtro, ya que el
sólido obtenido es muy liviano).

Ejercicios
OBTENCIÓN DE CARBONATO DE CALCIO.
1. BÚSQUEDA DE INFORMACIÓN:
- Escriba la reacción química que se utiliza en la práctica para la obtención de carbonato
de calcio y su balance
- Consulte brevemente sobre compuestos insolubles en agua
- Explique brevemente cómo se calcula el rendimiento de una reacción y cómo se
maneja la pureza de los reactivos.
- Suponga que ha pesado 0,9438 g de Na2CO3 para llevar a cabo la reacción, ¿qué peso
de CaCl2. 2 H2O reaccionarán exactamente con esa cantidad? No olvide incluir el agua
de hidratación en el cálculo. ¿Qué peso de carbonato de calcio se obtendrá? Suponga
que al realizar la reacción anterior se obtiene un precipitado de carbonato de calcio que
después de lavado y secado pesa 0,6379 g ¿Cuál es, en este caso, el porcentaje de
rendimiento de la reacción?
2. PARA EL ANÁLISIS DE LA PRÁCTICA:
- Exprese claramente como determinó el peso de cloruro de calcio dihidratado que
utilizó en la reacción y cuanto carbonato de calcio debía obtener teóricamente.
- Realice el cálculo correspondiente para saber cuanto carbonato de calcio obtuvo
experimentalmente y determine el porcentaje de rendimiento de la reacción.
- Analice las observaciones y resultados obtenidos.
- Revise de nuevo los objetivos de la práctica, evalúe si se cumplieron total o
parcialmente, y redacte unas conclusiones en donde exprese en forma explícita lo
aprendido en esta práctica

ESTADO LÍQUIDO, VISCOSIDAD, TENSION SUPERFICIAL, SOLUCIONES
VERDADERAS, COLOIDES Y SUSPENCIONES.
I.- OBJETIVO:
 observar la acción de las sustancias tensioactivas sobre la tensión superficial de
los líquidos.
 Observar las propiedades físicas de las soluciones verdaderas, coloides y
suspensiones.
LIQUIDO: cuando las fuerzas intermoleculares de atracción y repulsión, que actúan
entre las moléculas son equidistantes, la distancia que los separa es pequeña y como
resultado éstas se juntan para formar un agregado denso, llamado líquido.
Las sustancias en el estado líquido poseen densidades mucho más elevadas que
los gases y a diferencia de estos poseen un volumen definido. Pero ambos no tienen
forma definida.
En contraste con los sólidos, los líquidos no tienen forma propia ni elasticidad,
pero si poseen un volumen constante y una fricción interna (viscosidad). En los
líquidos se dan varios fenómenos a nivel macroscópicos: viscosidad, tensión superficial,
difusión, etc.
Viscosidad: se define como la resistencia experimentada por una porción de un líquido
cuando se desliza sobre otra porción de líquido. La viscosidad depende del estado físico
de los cuerpos, pues mientras que en los gases es muy pequeña, en los sólidos alcanza
su máximo valor. El valor de la viscosidad varía ampliamente en los líquidos como el
éter etílico que corren fácilmente, hasta otros como el alquitrán y los aceites pesados
que son extremadamente viscosos.
El fenómeno de la viscosidad se debe al enlace intermolecular, por lo tanto, entre
mayor sea el valor de las fuerzas intermoleculares mayor será la viscosidad de los
líquidos la viscosidad se expresa en términos de coeficientes de viscosidad, cuya unidad
es el POISE que es igual a una DINA/seg/cm2.
El instrumento más utilizado para medir la viscosidad es el VISCOSIMETRO
DE OSWALD. El método para la determinación de la viscosidad con este instrumento,
consiste en medir el tiempo que tarda en fluir bajo la acción de la gravedad, un volumen
conocido de líquido, a través de un capilar de longitud y radio conocidos.
TENSION SUPERFICIAL: se manifiesta en la interfase Líquido-Vapor (gas). Una
molécula interior de un líquido esta completamente rodeada por otras moléculas, de tal
manera que es atraída igualmente en todos los sentidos. En cambio una molécula en la
superficie (interfase) tiene una atracción resultante hacia el interior del líquido y
lateralmente, a lo largo de la superficie, porque el número de moléculas por unidad de
volumen es mucho más grande en el líquido que en el vapor.
En la superficie líquida, las proyecciones laterales y hacia el interior de las
fuerzas intermoleculares forman una película en la superficie de la fuerza mensurable.
Ejemplo: la flotación de una aguja o una hoja de afeitar sobre el agua, insectos que
caminan sobre la superficie del agua, la forma esférica de las gotas de agua y de las
partículas de mercurio sobre una superficie plana, la elevación de líquidos en un tubo
capilar.

La tensión superficial de un líquido se mide por la energía superficial contenida
en la unidad de superficie, o sea la energía necesaria para formar 1cm2 de superficie
líquida.
La tensión superficial de un líquido, se define como la fuerza necesaria para
obtener 1cm2 de superficie líquida nueva y también como la fuerza en dinas por cm. de
borde de la película que se opone a la expansión de la superficie. La tensión superficial
es independiente de lo que haya expandido la superficie, lo mismo que su espesor.
Algunos líquidos como el agua mojan las paredes de un tubo capilar de vidrio,
mientras otros como el mercurio no se adhieren. Cuando un líquido moja un tubo, el
líquido adherido a las paredes va arrastrando al cuerpo del líquido hacia arriba. Pero
cuando el líquido no se adhiere, éste es empujado hacia abajo. A estas manifestaciones
llamamos FENOMENOS CAPILARES, son debidos a las fuerzas de cohesión y de
adhesión del líquido al sólido.
El método más común para determinar el valor de la tensión superficial de un
líquido, es mediante los tubos capilares (elevación capilar). Cuando un tubo capilar se
pone en contacto con un líquido humectante, el líquido moja el tubo capilar y forma una
superficie o menisco cóncavo. La película que constituye esta superficie tiende a
contraerse en virtud de su tensión superficial, y por lo tanto ésta ejerce un esfuerzo hacia
el centro de la esfera del cual forma parte la superficie, es decir hacia arriba. En
consecuencia el líquido sube en el interior del tubo capilar hasta una altura suficiente
para que el peso de la columna líquida iguale a dicho esfuerzo hacia arriba. En el
equilibrio la energía superficial es igual al peso del líquido que obligó a subir en el tubo
capilar.
SOLUCIÓN: es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.
COMPONENTE DE UNA SOLUCION: las soluciones están compuestas por un
disolvente o solvente y uno o más solutos. El disolvente es el componente que se
encuentra en mayor proporción o es la sustancia en donde se disuelve el soluto, mientras
que el soluto es el que se encuentra en menor proporción o es el que se disuelve. Si
ambos se encuentran en cantidades iguales, la designación de disolvente y soluto es
completamente arbitraria.
Las soluciones pueden ser mezclas de:
* Sólidos con sólidos (aleaciones: latón formado por cobre y zinc; bronce formado por
estaño y cobre; acero formado por hierro y carbono)
* Líquidos con líquidos (alcohol y agua)
*Gases con gases (oxigeno y nitrógeno en el aire)
*Sólidos con líquidos (NaCl y agua)
*Gases con líquidos (anhídrido carbónico disuelto en las bebidas gaseosas)
*Líquidos con gases (agua en el aire o neblina)
*Sólidos en gases (humo)
SOLUBILIDAD: es el peso máximo de soluto que se disuelve en 100g de disolvente a
una determinada temperatura.
FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD: la cantidad de una sustancia que
se disuelve en otra depende de la naturaleza del soluto y del disolvente, de la
temperatura y la presión. En general, el efecto de la temperatura es muy pronunciado
y su dirección depende del calor de solución. Si una sustancia se disuelve hasta la
saturación con desprendimiento de calor, la solubilidad disminuye con el aumento de la
temperatura. Por otra parte, se una sustancia se disuelve con absorción de calor, la
solubilidad se incrementa cuando se eleva la temperatura. En general, los compuestos de

carácter químico análogo, son más fácilmente solubles entre si que los de carácter
diferente.
CLASIFICACION:
1.- DE ACUERDO A LA NATURALEZA DEL SOLUTO:
 Moleculares: cuando el soluto generalmente es orgánico, por lo tanto se
disgrega hasta el nivel molecular, no conduce la corriente eléctrica. Ejm.
Azúcar
 Iónica: cuando el soluto es un compuesto iónico que al disolverse se
descompone en iones, su característica principal es que conduce la corriente
eléctrica. Ejem. NaCl.
2.- DE ACUERDO AL TAMAÑO DE LAS PARTICULAS:
 Grosera: aquella mezcla que poseen partículas cuyos diámetros exceden de 100
nanómetros (nm). Ej. Arena en agua, benceno en agua, aceite en agua, etc.
 Coloidales o suspensiones coloidales: aquellas que poseen partículas cuyos
diámetros se encuentran comprendidos entre 1 a 100 nanómetros. Ej. Almidón
en agua, las gelatinas comestibles, clara de huevo, espuma, mayonesa, geles,
pintura, leche, etc. El EFECTO TYNDALL es una propiedad óptica para
identificar los coloides. Consiste en que las partículas coloidales refractan la luz
solar.
 Solución verdadera: más conocido con el nombre de SOLUCIÖN, aquella que
se obtiene cuando 2 ó más sustancias son mezcladas a escala iónica, molecular,
o partículas cuyos diámetros están comprendidos por debajo de 1 nanómetro y
constituyen una fase homogénea. Ej. Cristales de cloruro de sodio (NaCl)
disuelto en agua. Debe aclararse que no existe límite perfectamente definido
entre una solución verdadera, una solución coloidal y la grosera.
Experimento Nº1: RUPTURA DE LA TENSION SUPERFICIAL
MATERIALES REACTIVO
* Vaso de precipitación * talco
* Tubos de ensayo * detergente
* Gradilla * agua destilada
* Pipetas * bilis
* Aceite vegetal
IV.- TECNOLOGIA:
o Colocar en dos vasos de precipitación unos 150ml de agua destilada
o Adicionar suavemente unos gramos de talco en la superficie del agua
destilada en ambos vasos o colocar un insecto pequeño, un clip, una aguja,
arena fina, etc.
o Colocar unos gramos de detergente en uno de los vasos muestra
o Observar que sucede en cada uno de los recipientes.
Experimento Nº 2: RUPTURA DE LA TENSION SUPERFICIAL
o Tomar dos tubos de ensayo. En el primero se vierte 1ml de agua destilada y en el
segundo 1ml de bilis
o En cada tubo se añaden 5 gotas de aceite vegetal

o Los tubos se agitan enérgicamente y se dejan en reposo durante 5 min. Observar
Experimento Nº3: ESTADO LÍQUIDO Y COLOIDAL
+ Gradilla + agua destilada
+ Tubos de ensayo + cloruro de sodio
+ Cocinilla eléctrica + talco
+ Vaso de precipitación 250ml + almidón
+ embudo de vástago corto + solución de nitrato de plata (AgNO3)
+ Papel de filtro + solución de yoduro de potasio (KI)
+ Linterna + ácido clorhídrico
+ Caja chica
+ Placa petri
IV.- TECNOLOGIA:
A.- PREPARACION DE TIPOS DE MEZCLAS DE ACUERDO AL TAMAÑO DE
PARTICULA:
o Preparar una solución de cloruro de sodio, una suspensión de almidón y una
suspensión de talco
o Luego, colocar en una gradilla tres tubos de ensayo enumerados y rotulados de
la siguiente manera:
• tubo # 1: solución verdadera (solución de cloruro de sodio)
• tubo # 2: solución coloidal (suspensión de almidón)
• tubo # 3: solución o dispersión grosera (dispersión de talco)
o Realice las operaciones que se indican a continuación:
• verter en cada tubo las mezclas respectivas. Agite cada uno de los
tubos y observe que sucede en cada uno de ellos.
• deje en reposo durante 5 min. y observe
• agite y filtre el contenido de cada uno de los tubos en su
respectivo papel de filtro. Observe
• agregar al filtrado de la siguiente forma:
 tubo # 1: gotas de solución de nitrato de plata
 tubo # 2: gotas de una solución yoduro de potasio
 tubo # 3: gotas de una solución de ácido clorhídrico 6N. observar
cada uno de ellos.
o Tome, con la ayuda de una varilla de vidrio, una muestra del sedimento del
papel de filtro del tubo # 3 y colóquela en una placa petri. Agregue gotas de
ácido clorhídrico 6N y observe la reacción.
B.- EFECTO TYNDALL:
 Trasvasar a cada tubo un volumen igual de la dispersión coloidal y la solución
de cloruro de sodio. Utilizar un tubo con agua destilada como testigo para
comprobar los resultados que obtenga
 Colocar los tubos en una gradilla y colocarlos dentro de una caja que se
encuentra abierta por un lado. Enfocarlos con una linterna y estudiar en cada uno
el fenómeno de Tyndall. La observación se debe hacer en ángulo recto al rayo
luminoso.

EJERCICIO
ESTADO LÍQUIDO, VISCOSO, TENSION SUPERFICIAL.
1.- Esquematice cada uno de los experimentos:
II.- Responda las siguientes preguntas:
Experimento Nº1
1.- ¿Qué observó al adicionar talco en el agua?
2.- ¿Qué observó al adicionar detergente? ¿Por qué?

ESTRUCTURA ATOMICA.- ESTUDIO CUALITATIVO DEL ESPECTRO DE
EMISION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS (COLORACION A LA LLAMA)
I.- OBJETIVOS:
 Observar las manifestaciones del átomo al ser excitados mediante fuente externa
de energía con emisión de una luz característica.
 Relacionar las características del espectro de emisión con la estructura atómica.
 Explicar cualitativamente las características del espectro de emisión de emisión
que se producen cuando algunas sustancias son expuestas a la llama del mechero
de Bunsen o una fuente de de electricidad de alto voltaje.
ESTRUCTURA ATOMICA:
En el desarrollo de la teoría de la Estructura Atómica, hubo tres grandes pasos:
 El descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia
 El descubrimiento de que el átomo consta de un núcleo rodeado de
electrones.
 El descubrimiento de las leyes mecánicas que gobiernan la conducta de los
electrones.
El primer modelo atómico fue ideado por Rutherford, existiendo una gran
dificultad de acuerdo a los principios de la física conocida en esa época, 1891; más tarde
Niels Bohr intenta resolver el problema, analizando la estructura atómica en términos de
la Teoría Cuántica introducida por el científico Planck en 1900. Entonces Bohr sugirió
que los electrones se muevan en órbitas, y Broglie que las órbitas estables eran las que
podían acomodar ondas estacionarias.
Ahora se sabe que los electrones tienen propiedades ondulatorias, pero se
expresan en términos de distribución de probabilidad electrónica u órbitales, en lugar de
órbitas fijas. En el átomo de hidrógeno, varias condiciones limites físicamente
aceptables, conducen a la cuantificación de la energía del átomo y a la selección de
algunas funciones de onda entre varios posibles. Los estados cuánticos aceptables
quedan descritos por cuatro números cuánticos: n, l, m y s.
ESPECTROS DE ABSORCION Y DE EMISION
Son las huellas digitales de los elementos, cada elemento posee una serie única
de longitudes de onda de absorción o emisión.
Un espectro de emisión se obtiene por análisis espectroscópico de una fuente de
luz, como puede ser una llama o un arco eléctrico. Así, cuando los gases se calientan sus
átomos o moléculas se excitan (ejemplo: He, Ne, Ar, N, H, etc.) y emiten una luz de una
determinada longitud de onda. Este fenómeno es causado fundamentalmente por la
excitación del átomo, por medios térmicos o eléctricos; la energía absorbida induce a los
electrones que se encuentran en un estado fundamental, hacia un estado de mayor
energía.
El tiempo de vida de un electrón en esta situación metaestable es corto y regresa
a un estado de excitación mas bajo o de estado fundamental; la energía absorbida se
libera bajo la forma de luz. La luz fluorescente y los colores obtenidos por el

calentamiento de la sal de determinados elementos en una llama son ejemplos de
espectros de emisión. En algunos casos, los estados excitados pueden tener un periodo
de vida apreciable, como es el caso de la emisión de luz continua, desde que la
excitación ha cesado, éste fenómeno se denomina fosforescencia.
Un espectro de absorción se obtiene colocando la sustancia entre el espectro de
una fuente de energía que proporciona radiación electromagnética, en el intervalo de
frecuencia a estudiarse. El espectro analiza, para una determinada frecuencia, la energía
transmitida con referencia a la energía incidente. Igualmente los estados más
energéticos poseen un periodo de vida más corto. La principal consecuencia resultante
de la energía absorbida en la región infrarroja es el calor. De este modo la temperatura
de la sustancia o solución aumenta durante la determinación del espectro. La principal
característica de la energía absorbida en la región ultravioleta es la emisión de la luz.
Si bien el mecanismo de absorción de energía es diferente en las zonas o
regiones ultravioleta e infrarroja, el proceso fundamental es la absorción de una cierta
cantidad de energía.
La energía necesaria par la trasmisión de un estado de baja energía a un estado
de mayor energía, esta directamente relacionado con la frecuencia de la radiación
electromagnética que causa la transición.
Para un cierto proceso de excitación, una molécula absorbe solo una pequeña
cantidad de energía, es decir, absorbe radiación de una sola frecuencia. Si esta fuera el
caso con todas las moléculas de una sustancia, se observaría una serie de líneas de
absorción. Sin embargo, un grupo de moléculas existen en estados vibracionales y
rotacionales diferentes y cada estado difiere del otro en la cantidad de energía
relativamente pequeña. Así, un grupo de moléculas absorbe energía en una región
restringida y da origen a una banda de absorción o pico.
ANALISIS ESPECTRAL CUALITATIVO (coloración a la llama)
MATERIALES: REACTIVOS:
- mechero de Bunsen - cloruro de estroncio
- anza de nicrón - cloruro de calcio
- sulfato de cobre
- óxido cuproso
- cloruro de potasio
- cloruro de bario
- cloruro de litio
- cloruro de sodio
- ácido clorhídrico concentrado
IV.- TECNOLOGIA:
a) Encienda el mechero Bunsen, regule y genere una llama no luminosa.
b) Coloque el extremo argollado del alambre de nicrón del anza en la parte más
caliente de la llama (zona de mayor temperatura o cono extremo). Si se observa
una coloración amarilla, limpiar el anza introduciendo en el ácido clorhídrico y
repetir el calentamiento hasta la desaparición de dicha coloración. Realizar esta
operación tantas veces como crea necesaria.
c) Una vez limpio el alambre, introduzca nuevamente en el ácido clorhídrico y
luego en la sustancia que le ha entregado el profesor.

d) Tome la muestra en la argolla del alambre de nicrón y colocar a la zona de la
llama indicado anteriormente, 0observe el color que más predomina y anote el
resultado.
e) Limpie el alambre según (b) y repita el mismo procedimiento con las otras
sustancias.
f) De acuerdo a los resultados obtenidos. Identifique a cada una de las sustancias.
EJERCICIO
ESTRUCTURA ATOMICA.- ESTUDIO CUALITATIVO DEL ESPECTRO DE
EMISION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS (COLORACION A LA LLAMA)
I.- esquematice cada una de los experimentos realizados en la práctica.

II.- responda las siguientes preguntas:
1. ¿en que zona de la llama realizo el experimento? ¿por qué?
2. ¿Qué coloración observo en cada uno de los compuestos, al someterlos en la
zona de la llama indicada del mechero de Bunsen?
3. ¿a que se debe la producción de sensación de diversos colores, emitidos por
estos compuestos?
4. ¿Qué diferencia existe entre Espectro de Absorción y Espectro de Emisión?
5. ¿Qué diferencia existe entre espectro continuo y espectro discontinuo?

ENLACE QUIMICO
I.- OBJETIVO:
 estudiar el enlace químico que existe entre dos átomos, ya sea este iónico,
covalente o el intermedio.
 Demostrar que el enlace iónico del OH- en los dióxidos da propiedades distintas
al OH unido por enlaces covalentes en alcoholes
 Conocer diferencias de propiedades de sustancias debido a su tipo de enlace
químico
Un enlace químico es la fuerza existente ente dos átomos, cualquiera que sea su
naturaleza. Por el estudio de la estructura electrónica de los átomos y de sus orbitales se
explica el comportamiento de los átomos para formar enlaces moleculares.
Para que se forme un enlace químico entre dos átomos debe haber una
disminución neta en energía potencial del sistema, es decir los iones o moléculas
producidas por las distribuciones electrónicas deben estar en un estado energético más
bajo que el de los átomos.
Los átomos de los elementos químicos tienen diferentes estructuras electrónicas,
por lo tanto, presentan una variedad de uniones químicas.
TIPOS DE ENLACES INTERATÓMICOS:
Enlace metálico: es un tipo de enlace, sostenida por dos modelos. El gas
electrónico, donde los electrones de valencia se desprenden de sus átomos y quedan
libres para moverse y desplazarse por toda la red cristalina, en forma caótica o al azar
formando un mar de electrones que envuelve a los cationes metálicos.
Enlace iónico o electrovalente: se produce por la transferencia completa de uno
o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, producidos por la diferencia de
electronegatividades. El átomo que ha perdido uno o más electrones de valencia posee
una carga positiva (ión positivo o catión), y el átomo que gana uno o más electrones
posee una carga negativa (ión negativo o anión).los iones son los electrolitos y son
capaces de conducir la electricidad, solubles en agua y entre sí (NaCl).
Enlace covalente: se produce por el compartimiento de dos o más electrones
entre átomos, debido a la poca o ninguna diferencia de electronegatividades. En los
enlaces covalentes se considera que la valencia de un átomo es igual al número de pares
electrónicos que el comparte. (H2). La mayoría de los compuestos orgánicos son de
carácter covalente, insoluble en agua, pero lo son entre si.
El enlace covalente puede ser de la siguiente manera:
 Covalente normal: en este tipo cada átomo reparte un electrón para formar el
par electrónico enlazante, por lo tanto se efectúa en orbitales desapareados. Ej:
H2, NH3
 Covalente coordinado o dativo: consiste en que el par electrónico enlazante es
apartado por un solo átomo. Ej. Ión NH4
+
, ozono (O3), SO2
 Covalente simple: consiste en un par electrónico enlazante entre dos átomos. Ej.
Cl2
 Covalente polar: surge entre dos átomos de elementos diferentes, donde la
compartición del par electrónico enlazante es igual, esto es debido a que uno de
los átomos es más electronegativo que el otro. Ej. HCl, HI, H2O

 Covalente apolar: consiste en la compartición equitativa de los electrones
enlazantes entre dos átomos, se presenta cuando se une átomos idénticos o
átomos de igual electronegatividad. Ej. H2, PH3
 Enlace múltiple: consiste en dos o más pares electrónicos enlazantes entre dos
átomos. Ej. O2, N3, C2H4 (etileno)
TIPOS DE ENLACES INTERMOLECULARES:
Dipolo-dipolo: fuerza de atracción eléctrica entre polos opuestos de moléculas
polares. En los enlaces D-D requieren menor energía para disociarse que el caso de los
iónicos y esta característica hace que las sustancias que presentan enlace D-D son más
volátiles como por ejemplo la acetona.
Puente de hidrógeno: fuerza eléctrica de atracción entre un par electrónico
solitario de un átomo: F, O, N, y el núcleo de un átomo de H libre de electrones, por lo
tanto es una fuerza muy intensa, por lo tanto el puente de hidrógeno es el enlace
intermolecular más fuerte.
London: fuerza de atracción eléctrica muy débil entre dipolos no permanentes,
es decir, entre un dipolo instantáneo y otro dipolo inducido la fuerza de london están
presentes en todo tipo de moléculas, cuando las sustancias se encuentran en estado
sólido y líquido. En moléculas apolares, las fuerzas de london son las únicas atracciones
intermoleculares que existe, debido a esto se pueden explicar las licuaciones de las
sustancias gaseosas (CH4, CO2, SO2, O2, N2, H2) a temperaturas muy bajas y presiones
muy altas, ya que estas condiciones surgen las fuerzas de london
III.- PARTE EXPERIMENTAL
 Tubos de ensayo NaOH(ac)
 Gradilla KOH(ac)
 Vaso de precipitado CH3OH(ac) (metanol)
 Sistema eléctrico NaCl
 Espátula CaCl2(ac)
 Parafina CHCl3(ac)(cloroformo).
 Piceta AlCl3(ac)
 Azúcar CuSO4
 Termómetro papel de tornasol
 Agua destilada fenolftaleina
 pipeta AgNO3(ac)
 alcohol
IV.- TECNOLOGIA:
Experimento #1: enlace iónico y enlace covalente
 En tres tubos de prueba colocar 1ml de solución: al primero NaOH(ac), al
segundo KOH(ac) y al tercero CH3OH(ac) (metanol). Después humedecer con estas
soluciones tiras de papel tornasol, reporte lo observado.
 A los tres tubos anteriores agregar 2gotas de fenolftaleina, observar
 En un vaso de precipitado vierta 10ml de alcohol metílico e introducir los
terminales de un sistema eléctrico, observa la conducción de electricidad.

 En otro vaso colocar 10ml de agua destilada, colocar los terminales del sistema
eléctrico, luego agregar lentejas de hidróxido de sodio NaOH, reporte lo
observado.
Tarea:
1.- realiza la misma experiencia con Mg(OH)2(ac) y el alcohol etílico, apunta tus
conclusiones
2.- diga que clase de enlace químico tiene el anhídrido sulfúrico (SO3) y el sulfito de
sodio (2Na+
+ SO3
2
), pronostique si el conjunto de átomos SO3 para ambos casos
manifiestan las mismas propiedades
3.- los compuestos inorgánicos poseen enlaces iónico y los orgánicos poseen enlaces
covalentes, explique si sus propiedades serán diferentes ¿Por qué?
Experimento #2: enlaces químicos determinan propiedades de las sustancias:
 Colocar en los tubos de prueba de la siguiente manera: al primero 1ml de NaCl
(ac), al segundo 1ml de CaCl2(ac), al tercero 1ml de AlCl3(ac) y al cuarto 1ml de
CHCl3(ac)(cloroformo).
 Luego agregar a cada uno de los tubos de ensayo 2-3 gotas de nitrato de plata
AgNO3(ac), agitarlos y reporte sus observaciones.
Experimento #3: comportamiento de algunas sustancias con respecto a la temperatura.
a) Colocar en cada tubo de ensayo las sustancias (NaCl, CuSO4, Parafina, Alcohol,
Azúcar) y calienta durante unos minutos. Observa que sustancias se funden y
cuales no.
b) En tubos de ensayo independientes coloca 2ml de solución acuosa de NaCl y
CuSO4 y en otro tubo de ensayo coloca 2ml de alcohol calienta hasta que hierva
y mida sus temperaturas
Experimento #4: solubilidad y tipo de enlace:
 En un tubo de ensayo colocar algunos cristales de la sustancia “A” y agregar 1ml
de sustancia “B” tal como se muestra en el cuadro, luego agitar fuertemente y
reportar sus observaciones.
Sustancia A Solución B Sustancia A Solución B
NaCl (s)
CuSO4(s)
NaOH(s)
Azúcar(s)
HCl(l)
Etanol(l)
butanol(l)
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
agua
CH3COOH(l)
CCl4(l)
Ciclohexano(l)
Éter etílico(l)
Aceite(l)
Ciclohexano(l)
aceite(l)
Agua
Agua
Agua
Agua
NaCl(s)
CCl4(l)
butanol(l)

EJERCICIO
ENLACE QUIMICO
I.- esquematice cada una de los experimentos realizados:

II.- responda las siguientes preguntas:
Experimento #1: enlace iónico y enlace covalente
1.- ¿Qué paso con el tercer tubo al aplicar el papel de tornasol y la fenolftaleina? ¿Por
qué? ¿Cuáles son los colores en los dos tubos restantes con el tornasol y la
fenolftaleina?
2.- ¿con el alcohol metílico hubo conducción de electricidad? ¿Por qué?
3.- ¿Qué paso con el NaOH hubo conducción de electricidad? ¿Por qué?
Experimento #2: enlaces químicos determinan propiedades de las sustancias:
1.- los iones cloruros son los que reaccionan con el nitrato para formar precipitados.
¿Cuál será los productos formados, completa las reacciones y comente tu conclusión al
respecto de los tres tubos de ensayo y la diferencia existente con el cuarto tubo de
ensayo?
Na+
Cl-
+ Ag+
NO3
-
…….. +
Ca+2
Cl-
2 + Ag+
NO3
-
…….. +
Al+3
Cl-
3 + Ag+
NO3
-
…….. +
C+2
H+
Cl-
3 + Ag+
NO3
-
……..
Experimento #3: comportamiento de algunas sustancias con respecto a la temperatura.
a) que sustancias necesitan más calor para fundirse y por que.
b) Que sustancias hierven a mayor temperatura y que te indica esto.
c) Indica que sustancias son iónicas

Experimento #4: solubilidad y tipo de enlace:
1.- completa el cuadro:
Sustancia A Solución B Solubilidad Tipo de enlace
NaCl (s)
CuSO4(s)
NaOH(s)
Azúcar(s)
HCl(l)
Etanol(l)
butanol(l)
CH3COOH(l)
CCl4(l)
Ciclohexano(l)
Éter etílico(l)
Aceite(l)
Ciclohexano(l)
aceite(l)
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
Agua
NaCl(s)
CCl4(l)
butanol(l)

REACCIONES DE LOS IONES METÁLICOS
I.- FUNDAMENTO TEORICO:
Los elementos metálicos como el cobre, el hierro, el zinc, el aluminio, etc., son
muy comunes por la amplia gama de aplicaciones que tienen. Sin embargo, los
elementos metálicos rara vez se les encuentra puros en la naturaleza. Por el contrario,
los metales siempre están combinados con otros elementos formando minerales. La
corteza terrestre es el sitio natural donde se encuentran estos minerales. La tabla
siguiente se muestra la abundancia promedio de algunos metales en la corteza terrestre y
los minerales en los cuales se encuentran.
A pesar de que todos estos minerales contienen iones metálicos, las rocas
obviamente no son muy solubles en agua. Para extraer los elementos metálicos es
necesario disolver su mineral e identificarlos. En esta práctica conocerás algunas
técnicas para la identificación de iones metálicos.
A partir de las reacciones que harás en este experimento podrás desarrollar un
sistema para identificar iones metálicos, basado en tus observaciones sobre el color la
solución que contiene los iones, así como también en la formación de precipitados y
disolución de los mismos.
En esta actividad experimental trabajarás con 8 cationes metálicos (iones
positivos), 5 aniones (iones negativos) y con amoniaco en solución acuosa.
Iones metálicos Aniones
1. Pb2+
1. SO2-
2. Cu2+
2. S2-
3. Fe3+
3. I-
4. Co2+
4. SCN-
5. Zn2+
5. OH-
6. Mg2+
7. Ba2+
NH3 en solución acuosa
8. K+
1. Color
Muchos de los cationes de los metales de transición tienen un color característico al
estar en solución. El color depende de la molécula o ión específico con el cual el ión
metálico se combina para formar iones complejos. Aquí tienes varios ejemplos:
[Cu(H2O)4]2+
Azul claro [Fe(H2O)6]3+
Amarillo
[Cu(NH3)4]2+
Azul oscuro-violeta [Fe(OH)(H2O)5]3+
Amarillo
[CuCl4]2-
Verde [Fe(SCH)]2+
Rojo
[Co(H2O)6]2+
Rosa [Co(NH3)6]2+
Marrón naranja
2. Formación de Precipitados
Muchas reacciones involucran combinaciones iónicas simples para formar compuestos
insolubles en agua, los cuales precipitan. Por ejemplo, si se mezclan una solución de
nitrato de plata, AgNO3, con una solución de cromato de potasio, K2CrO4, se forma
cromato de plata, Ag2CrO4, el cual precipita en la solución. La ecuación molecular de
este proceso es:
2 AgNO3(ac) + K2CrO4(ac) ……..Ag2CrO4(s) + 2 KNO3(ac)
El AgNO3, el K2CrO4 y el KNO3 son compuestos iónicos solubles, los cuales se
encuentran disociados en la solución. La ecuación iónica total de este proceso es

2Ag+(ac) + 2NO3
-
(ac) + 2K+
(ac) + CrO42-
(ac) …….. Ag2CrO4(s) + 2K+
(ac) + 2NO3
-
(ac)
Los iones K+ y NO3
-
se les conoce como iones espectador, porque aparecen en forma
idéntica y con los mismos coeficientes en ambos lado de la ecuación iónica total.
Cancelando los iones espectador en ambos lados de la ecuación obtenemos la ecuación
iónica neta
2 Ag+
(ac) + CrO42-
(ac) ……….Ag2CrO4(s)
Los hidróxidos anfotéricos son hidróxidos que reaccionan tanto con ácidos como con
bases.
Estos compuestos se disuelven tanto en soluciones ácidas como en soluciones alcalinas.
Un ejemplo de hidróxidos anfotéricos es el hidróxido de aluminio Al(OH)3:
Al(OH)3(s) + 3 H+
(ac) ……….. Al3+
(ac) + 3 H2O(l)
Al(OH)3(s) + OH-
(ac) ………..[Al(OH)4]-
(ac)
II.- Objetivos
a) Observar la reacción de diferentes iones metálicos con algunos aniones.
b) Poner en práctica las reglas de solubilidad de compuestos iónicos.
III.- Material y reactivos
- 8 tubos de ensaye.
- Rejilla porta tubos.
- Agua destilada.
- Soluciones 0.1M de Pb(NO3)2, Cu(NO3)2, Fe(NO3)3, Co(NO3)2, Zn(NO3)2, Mg(NO3)2,
Ba(NO3)2 y KNO3.
- Solución 2M de (NH4)2SO4.
- Solución 1M de (NH4)2S.
- Solución 2 M de NaI o KI.
- Solución 2M de NH4SCN.
- Solución 4M de NaOH.
- Solución concentrada de NH3.
IV.- PARTE EXPERIMENTAL
A. Reacciones de iones metálicos con ión hidroxilo.
1. Coloca 8 tubos de ensaye en la rejilla porta tubos. Rotula tus tubos del 1 al 8.
2. Coloca 5 ml de agua destilada en cada tubo.
3. Coloca 1 ml de una misma solución de cationes, en cada tubo. Esto es, en el tubo 1
coloca 1 ml de solución 0.1M de Pb(NO3)2; en el tubo 2 coloca 1 ml de solución 0.1M
de Cu(NO3)2, etc. Rotula en cada tubo el símbolo del catión que colocaste.
4. Con precaución, coloca 0.2 ml de solución 4M de hidróxido de sodio en cada
tubo.
5. Agita bien cada uno de los tubos.
6. Reporta tus observaciones en la tabla 1. Observa con cuidado porque algunos
hidróxidos insolubles son casi incoloros.
7. Deja que se asiente el precipitado. Con cuidado, quita de cada tubo la mayor parte del
líquido que te sea posible, manteniendo el precipitado en el tubo. Puedes extraer el
líquido con un gotero o una jeringa. Deshazte del líquido y enjuaga el instrumento muy
bien antes de usarlo en el siguiente tubo.
8. Con precaución, coloca 1 ml de solución 4M de hidróxido de sodio en cada tubo.

10. Reporta tus observaciones en la tabla 1.
11. Pregunta al profesor de laboratorio sobre el lugar donde debes poner las sustancias
de esta práctica y lava muy bien los tubos de ensaye.
B. Reacciones de iones metálicos con amoniaco en solución acuosa.
1. Repite los pasos del 1 al 3 de la sección A y coloca tus tubos en una gradilla de
madera.
2. A partir de este momento deberás trabajar en la campana de extracción.
3. Con precaución, coloca 0.2 ml de solución de amoniaco en cada tubo.
5. Observa con cuidado los precipitados que se forman.
7. Deja reposar los tubos en la campana para que el precipitado sedimente. Una vez que
el precipitado se haya asentado, remueve el líquido de la solución.
8. Con precaución, coloca 0.7 ml de solución de amoniaco en cada tubo que
contiene el precipitado.
C. Reacciones de iones metálicos con iones sulfato.
1. Repite los pasos del 1 al 3 de la sección A.
2. Adiciona 1 ml de solución 2M de sulfato de amonio en cada uno de los 8 tubos de
ensaye del paso anterior.
3. Agita cada uno de los tubos. Observa cualquier evidencia que te indique que está
ocurriendo la reacción (formación de sólidos, cambio de color en la solución, cambio en
la temperatura, etc.).
4. Reporta tus observaciones, junto con la fórmula de los sulfatos insolubles, en la tabla
1.
5. Pregunta al profesor de laboratorio sobre el lugar donde debes poner las sustancias de
esta práctica y lava muy bien los tubos de ensaye.
D. Reacciones de iones metálicos con iones yoduro.
2. Coloca 1 ml de solución 2M de yoduro de sodio o potasio en cada tubo.
E. Reacciones de iones metálicos con iones tiocianato.
2. Coloca 1 ml de solución 2M de tiocianato de amonio en cada tubo.
3. Agita cada uno de los tubos. Observa cualquier evidencia que te indique que está
ocurriendo la reacción (formación de sólidos, cambio de color en la solución, cambio en
la temperatura, etc.). Los iones Fe3+ reaccionan con SCN-
para formar [Fe(SCN)]2+,
que
es de color rojo intenso.

F. Reacciones de iones metálicos con iones sulfuro.
2. A partir de este momento deberás trabajar en la campana de extracción.
3. Coloca 1 ml de solución 1M de sulfuro de amonio en cada tubo.
4. Agita cada uno de los tubos. Observa cualquier evidencia que te indique que la
reacción se está llevando a cabo (formación de sólidos, cambio de color en la solución,
cambio en la temperatura, etc.).
Ejercicios previos
1. Describe tres observaciones que indiquen que una reacción se está llevando a cabo.
2. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos:
a. __________ hidróxido de zinc
b. __________ óxido de manganeso (IV)
c. __________ sulfato de aluminio
d. __________ yoduro de mercurio (I)
e. __________ nitrito de bismuto (II)
f. __________ tiosulfato de amonio
3. Escribe el nombre de los siguientes compuestos y de los iones que los forman.
a. AgNO3 ______________________________
b. K2CrO4 ______________________________
c. Co(OH)2 ______________________________
Investigación previa
1. Investiga las reglas que permiten predecir cuándo un compuesto iónico es soluble en
agua. A partir de estas reglas, indica si los siguientes compuestos son solubles (S) o
insolubles (I) en agua:
a. _____ K2CrO4
b. _____ Mg(OH)2
c. _____ Ag2CO3
d. _____ NiSO4
e. _____ ZnI2
f. _____ As2S3
g. _____ Fe(NO3)2
h. _____ NH4ClO3
i. _____ CuCl2
2. ¿Qué es un ión complejo?, ¿Cuál es la estructura característica de un ión complejo?
Hoja de resultados
INSTRUCCIONES: En la celda grande anota tus observaciones; por ejemplo: se forma
un precipitado blanco, la solución se tornó color rojo, no hay cambios, etc. Cuando

observes la formación de un precipitado, escribe la fórmula de éste en las celdas
pequeñas bajo cada catión.

TABLA 1. CATIONES
nilsalcas@yahoo.com
Reactivo
adicionado Pb2+
Cu2+
Fe3+
Co2+
Zn2+
Mg2+
Ba2+
K+
(NH4)2SO4
(NH4)2S
NaI
NH4SCN
NaOH
(0.2 mL)
NaOH
(1 mL )
NH3(ac)
(0.2 mL)
NH3(ac)
(1 mL)
50

TABLA PERIODICA:
I.- OBJETIVOS:
 Demostrar experimentalmente, que los elementos ubicados en el mismo grupo
de la tabla periódica tienen propiedades similares
 Confirmar la similitud de propiedades de los elementos y de sus compuestos
ubicados en el mismo grupo de la tabla periódica
 Entender que los elementos de igual grupo de la tabla periódica dan compuestos
de propiedades semejantes
Todos los átomos (elementos) de la tabla periódica están descritos por su estructura
electrónica de acuerdo a la teoría cuántica moderna; el segundo número cuántico (l), que
expresa la forma del orbital y cuyos valores corrientes son: 0, 1, 2 y 3 o también
representados por s, p, d, f respectivamente, da una pauta inmediata del sector de la
tabla periódica al que pertenecen un grupo de los elementos que tienen este segundo
numero cuántico igual. Así si el último electrón de un determinado elemento esta
ubicado en el orbital “s” pertenece al grupo de los METALES. Si lo es en un orbital “p”
pertenece a los NO METALES. El orbital “d” distingue a los METALES DE
TRANSICION. Finalmente los elementos cuyo último electrón está en el orbital “f”
corresponden a las TIERRAS RARAS.
Por otro lado, el último electrón de un átomo, como todo electrón, para su total
descripción requiere de todos los (4) números cuánticos. El 3 y 4º número cuántico, esto
es, la orientación del orbital (m) y spin del electrón (s), tienen más importancia que el 1º
número cuántico (n). Es pues de sumo interés para el estudiante de química saber que
todos los elementos que tiene su último electrón con los tres números cuánticos iguales,
gozan de propiedades físicas y químicas parecidas. Esto es, pertenecen a una misma
familia, solo se diferencian por el 1º número cuántico y su tamaño. Así por ejemplo, si
el último electrón de un átomo tiene.
l=1, m= 0, s= -1/2
Su ubicación será. El elemento es pues un p5
(considerando todos los electrones
de valencia s2
p5
) que pertenecen a la familia de los halógenos. Podemos concluir
entonces que: “toda propiedad física y química asociada a su estructura externa o
electrónica de los átomos, muestra periodicidad que son funciones del numero atómico”
 Tubos de prueba hipoclorito de sodio NaClO (ac)
 Vasos de precipitado HCl(cc)
 Gradilla NaBr(ac)
 Pisceta H2O2(ac)
 Espátula H2SO4 concentrado
KMnO4 al 0,1%
Tetracloruro de carbono CCl4
KCl, KI, KBr
Cloroformo
Solución de lugol
Na2CO3(ac)
MgSO4(ac)

Ácido nítrico CaCl2(ac)
Zinc metálico Sr(NO3)2(ac)
Sulfato de zinc BaCl2(ac)
Hidróxido de amonio NaCl(ac)
Cloruro férrico AgNO3(ac)
Fosfato de sodio NaI(ac)
Sulfato de aluminio KOH
Fenolftaleina
NaOH
Agua destilada
IV.- TECNOLOGIA
Experimento #1: semejanza de propiedades del grupo VIIA halógenos:
 En tubo de prueba vierte 2ml de hipoclorito de sodio NaClO (ac) y 1ml de HCl(cc) ,
después algunas gotas de cloroformo, agitarlo, observa coloración
 El un tubo de prueba colocar 2ml de NaBr(ac) , y 1ml de H2O2(ac) y 1ml de
HCl(cc), luego gotas de cloroformo, agitarlo, observa coloración
 En un tubo de prueba colocar 4 gotas de yodo (solución de lugol), adicionarle
agua 2ml y finalmente colocar cloroformo, agitarlo, observar coloración.
 Tome 3 tubos de ensayo, enumeremos y agregueles a cada uno 2ml de solución
al 1% (1g de sal en 100ml de agua destilada) de KCl, KI, KBr
 Agregue a cada tubo 2 gotas de H2SO4 1:1 (5ml de H2SO4 concentrado en 5ml
de agua destilada) y agite
 Agregue a cada tubo 1 ó 2 gotas de solución de KMnO4 al 0,1% (0,1 g en 100ml
de agua destilada) y agite
 Luego agregue a cada tubo 1ml de tetracloruro de carbono CCl4, agite, deje
reposar y observe.
Experimento #2: semejanza de los compuestos del grupo IIA alcalinos-térreos
 Al primer tubo de ensayo colocar 2ml de sulfato de magnesio (MgSO4(ac)), luego
adiciona 1ml de carbonato de sodio (Na2CO3(ac)), observa
 Al segundo tubo de ensayo colocar 2ml de cloruro de calcio (CaCl2(ac)), luego
adicionar 1ml de carbonato de sodio (Na2CO3(ac)),, observar
 Al tercer tubo de ensayo colocar 2ml de nitrato de estroncio (Sr(NO3)2(ac)) y
después 1ml de carbonato de sodio (Na2CO3(ac)), observar
 Al cuarto tubo de ensayo colocar 2ml de cloruro de bario (BaCl2(ac)), luego
añadir 1ml de carbonato de sodio (Na2CO3(ac)),, observar
Experimento #3: similitud de propiedades químicas de los compuestos de elementos del
grupo VIIA
 En un tubo de prueba vierta 2ml de cloruro de sodio NaCl(ac), luego agrega gotas
de nitrato de plata AgNO3(ac), observa
 En un tubo de prueba colocar 2ml de bromuro de sodio NaBr(ac), agregar 0.5ml
de nitrato de plata AgNO3(ac), observar
 En un tubo de prueba colocar 2ml de yoduro de sodio NaI(ac), luego adicionar
0,5ml de nitrato de plata AgNO3(ac), observa

Experimento #4: familia de los alcalinos IA:
 Tome 3 lentejas de KOH con ayuda de una espátula y disuelva en 15 ml de agua
destilada, agite y observe, tome la temperatura
 Agregue 1 gota de fenolftaleina
 Tome 3 lentejas de NaOH con la ayuda de una espátula y disuelva en 15 ml de
agua destilada, agite, observe, tome la temperatura
 Agregue 1 gota de fenolftaleina
Experimento #5: elementos anfóteros:
 En un tubo de ensayo colocar 2ml de solución de sulfato de aluminio al 0.1M y
agregar 4-5 gotas de solución de hidróxido de sodio.
 Dividir el contenido en dos tubos de la misma cantidad
 Al primer tubo agregar en exceso solución de hidróxido de sodio hasta
disolución del precipitado
 Al segundo tubo añadir solución de ácido clorhídrico hasta disolución del
precipitado
 En otro tubo limpio colocar 1ml de solución de sulfato de aluminio, luego
agregar 1ml de solución de fosfato de sodio, observa el precipitado gelatinoso.
Experimento #6: metales de transición:
 En dos tubos de prueba colocar 1ml de ácido nítrico diluido, llevar a una
campana de gas y agregar al primero un trocito de zinc metálico y al
segundo0,1g de hierro metálico, reporta sus observaciones.
 Repetir el experimento anterior, pero esta vez reemplazando el ácido nítrico por
ácido clorhídrico diluido.
 En un tubo de prueba colocar 1ml de solución de sulfato de zinc y añadir 1ml de
solución de hidróxido de sodio, observa.
 En un tubo de prueba colocar 1ml de solución de cloruro férrico , luego añadir
1ml de solución de NaOH(ac) ó hidróxido de amonio, observa
 En un tubo de ensayo colocar 1ml de solución de cloruro férrico, luego agregar
1ml de solución de fosfato de sodio, anote tus observaciones.
EJERCICIO
TABLA PERIDICA
I.- esquematice cada una de los experimentos:

II.- resuelva las siguientes preguntas:
Experimento #1: semejanza de propiedades del grupo VIIA halógenos:
 Con el hipoclorito de sodio toma el color: ……………………………………….
 Con el bromuro de sodio toma color: ……………………………………………
 Con el yodo toma color: …………………………………………………………
 ¿Qué función cumple el cloroformo? ¿Cuál será tu conclusión final al respecto
del grupo VIIA?
 ¿Cómo identifica la presencia de un halógeno?
 ¿Qué producto se forma cuando reacciona con el H2SO4?
 ¿Qué producto se forma al reaccionar con el KMnO4?
 ¿Qué color es origina la presencia de los halógenos con el tetracloruro de
carbono?
Experimento #2: semejanza de los compuestos del grupo IIA alcalinos-térreos
 en los 4 tubos de ensayo se observa …………………… de color: …………….
 Escriba las ecuaciones químicas en cada uno de los tubos de ensayo, resaltando
los productos con sus nombres.

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