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UNIVERSIDAD DE GUANAJUATO DIVISIÓN DE CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA, CAMPUS GUANAJUATO MANUAL DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA INORGÁNICA

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UNIVERSIDAD DE GUANAJUATO

DIVISIÓN DE CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA, CAMPUS GUANAJUATO

MANUAL DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA INORGÁNICA

Dr. César A. Contreras Soto

Agosto de 2012

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1

INDICE

Contenido Página

Introducción 2

La bitácora 4

El reporte de laboratorio 6

Diagramas de flujo 9

Práctica 1. Tipos de enlace y propiedades características 13

Práctica 2. Propiedades de elementos del grupo IA.

19

Práctica 3. Propiedades de elementos del grupo IIA 25

Práctica 4. Propiedades de elementos del grupo IIIA 31

Práctica 5. Propiedades de elementos del grupo IVA 40

Práctica 6. Propiedades de elementos del grupo VA 47

Práctica 7. Propiedades de elementos del grupo VIA 55

Práctica 8. Propiedades de elementos del grupo VIIA 64

Práctica 9. Propiedades de elementos “d”:Formación de complejos y propiedades de oxido-reducción. 71

Bibliografía 81

Apéndice 82

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INTRODUCCIÓN

Las prácticas que se proponen en este manual corresponden a la asignatura de Laboratorio de Química Inorgánica que se imparte a los alumnos del tercer semestre de las licenciaturas de Químico, Químico Farmacéutico Biólogo, Ingeniería Química y Biólogo, del Departamento de Química, del área de Ciencias Naturales y Exactas de la Universidad de Guanajuato. El objetivo que se persigue con este curso de laboratorio es que el estudiante de familiarice con las propiedades químicas de los elementos más representativos de la tabla periódica, así como de sus compuestos. Además, que aplique los conceptos aprendidos en el curso teórico de química inorgánica en la explicación de los fenómenos que ocurren en cada una de las prácticas, que aprenda los fundamentos en los que se basan las técnicas de preparación de compuestos inorgánicos y que adquiera destreza en el manejo del equipo de laboratorio.

El curso se ha dividido en dos partes. La primera parte, enfocada en el conocimiento de las características químicas de los elementos, contiene nueve sesiones que corresponden al estudio de las familias de elementos de los bloques s, p y d de la tabla periódica. La segunda parte se aboca a la síntesis de compuestos de las diferentes familias de elementos, en la que se incluyen dos sesiones, en las que se incluyen la síntesis de compuestos de los elementos de los bloques s, p y d. Las sesiones de esta segunda parte, se realizarán intercaladamente después de haber realizado las prácticas correspondientes a los elementos de los bloques s, p y d, respectivamente.

Cada práctica inicia con la enumeración de los objetivos que se desean alcanzar una vez finalizada la práctica. Se incluye una sección de “conceptos previos”, cuya descripción deben investigar los alumnos para lograr un pleno aprovechamiento de los conceptos implicados en cada una de las prácticas. Además, se exponen las “medidas de seguridad” que deben observarse para evitar accidentes que pongan en peligro la integridad física de los alumnos. Al final de la parte experimental, se incluye la sección de “disposición de residuos”, donde se indica a los alumnos la manera de almacenar o tratar los residuos generados en cada una de las prácticas, para evitar que los residuos peligrosos sean vertidos indiscriminadamente al medio ambiente. Finalmente, en la sección de “análisis y discusión de resultados”, se formulan una serie de preguntas relacionadas con los resultados obtenidos en el práctica de laboratorio, para inducir al estudiante a reflexionar sobre los datos obtenidos y auxiliarlo en la interpretación y análisis de los mismos. Esto ayudará al estudiante en la discusión de sus resultados experimentales. En la mayoría de los casos, se incluye un “cuestionario”, que deberá ser contestado y entregado junto con el reporte de la práctica correspondiente.

Adicionalmente, se propone la realización de una práctica a manera de examen final. El propósito de esta práctica consiste en que el estudiante seleccione el tema de la misma, la cual deberá estar relacionada con los temas que se trabajaron en el curso de laboratorio. Además, que investigue la técnica experimental para llevarla a cabo, realice el experimento y elabore el reporte correspondiente, todo de manera autónoma y supervisado por el asesor.

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Mediante esta práctica, se pretende que el estudiante adquiera confianza en el manejo de las herramientas para llevar a cabo una investigación bibliográfica, que sea capaz de aplicar los conceptos teóricos a la resolución de problemas concretos y que adquiera destreza en el manejo de aparatos y equipo de laboratorio. Aparte de contribuir al desarrollo de la creatividad de los estudiantes, esta práctica permitirá evaluar los conocimientos y destrezas adquiridos por los mismos en el curso de laboratorio de química inorgánica.

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LA BITÁCORA

En su significado original, la bitácora era un armario o caja de madera, por lo general de forma cilíndrica o prismática, fija a la cubierta de un barco, junto a la rueda del timón en la que va montada una aguja náutica, que propicia que el barco se mantenga siempre en posición horizontal. Antiguamente, cuando los buques carecían de puente de mando cubierto, se solía guardar en el interior la bitácora el llamado “cuaderno de bitácora”, para preservarlo de las inclemencias del tiempo.

Para la marina mercante el cuaderno bitácora era sumamente importante, puesto que de ella dependía que los viajeros llegaran a puerto seguro. En el cuaderno de bitácora, los marinos anotan el estado de la atmósfera, los vientos que reinan, la fuerza de las máquinas con que se navega, la velocidad del buque, así como cuantos acaecimientos de importancia ocurran durante la navegación.

Si bien es cierto que la gran mayoría de los estudiantes y científicos ya no realizan largos y peligrosos viajes marinos, el término bitácora aún se sigue utilizando, aunque en un sentido algo diferente. En el ámbito académico el término bitácora es utilizado para nombrar un registro escrito de las acciones que se llevaron a cabo en cierto trabajo o tarea. Esta bitácora incluye todos los sucesos que tuvieron lugar durante la realización de dicha tarea, las fallas que se tuvieron, los cambios que se hicieron y los costos que ocasionaron.

Obviamente y conservando la esencia del significado de bitácora, para el estudiante de química la bitácora es el libro donde se registran los métodos y los resultados obtenidos en los experimentos. En la bitácora se registra todo lo que ocurre durante el experimento. Es importante mencionar, que nada es más valioso para un estudiante o investigador que los datos obtenidos en el laboratorio. Con éstos, se puede escribir un artículo y planear nuevos experimentos. Ellos constituyen la prueba fehaciente de nuestro trabajo en el laboratorio.

Dada la importancia de conservar el registro de los datos obtenidos en el laboratorio, no está por demás señalar que todo lo que se registre en la bitácora deberá ser escrito clara y meticulosamente. Si algo salió mal en el experimento, mediante el análisis de los datos y las observaciones, se debe ser capaz deducir la causa de lo ocurrido. Además, en la bitácora se deben registrar las claves que ayudaron a resolver el problema. Más aún, cualquier otro colega deberá ser capaz de interpretar las anotaciones. Finalmente, una bitácora bien escrita y estructurada reflejará fielmente la personalidad del autor.

En cuanto a las características físicas de la bitácora, la mayoría de los científicos recomiendan el uso de un libro encuadernado de pasta dura, no obstante que en los laboratorios académicos se concede más libertad en cuanto a los requerimientos que debe cumplir la bitácora, e incluso en muchos no se tienen reglas establecidas.

Las características físicas que se recomiendan para una bitácora son:

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Grande, de 21.6 por 27.9 centímetros. Una bitácora con estas dimensiones tiene espacio suficiente para pegar fotografías y para incluir anotaciones.

Páginas encuadernadas (cosidas). Para evitar arrancar páginas sin destruir la integridad del libro.

Con páginas numeradas. Páginas cuadriculadas y de color blanco.

Por lo que respecta al registro de los experimentos, es importante anotar: La fecha de inicio del experimento. El título del experimento. Cuanto más breve mejor. Un breve enunciado del propósito del experimento. Debe ser una extensión del

título, pero con un poco más de detalle. La descripción del experimento. En esta sección debe incluirse el protocolo del

experimento, el cual debe ser escrito antes de iniciar el experimento y puede ser corregido a medida que se realiza el experimento. También es conveniente incluir un diagrama de bloques que bosqueje el procedimiento seguido en el experimento.

Se recomienda que los cálculos realizados sean registrados en una página adjunta, de tal manera que puedan ser revisados fácilmente. Además, se deberán incluir los cálculos realizados en la preparación de soluciones, como concentraciones, diluciones, pesos moleculares y molaridades.

Deberán anotarse claramente todos los datos, puesto que constituyen la parte más importante del registro. Como datos se puede considerar todo lo que ocurre (y lo que no ocurre) durante un experimento.

Con respecto al registro de fotografías y figuras, éstas deberán pegarse con cinta adhesiva en las páginas de la bitácora. Es muy importante mantener todos los datos de las figuras juntos, bien descritos, de tal manera que el origen de las figuras se pueda determinar fácilmente, aún cuando fueran separadas del resto del escrito.

Al final de todos los datos acumulados, es conveniente escribir brevemente un resumen de los resultados del experimento. Procure anotar cualquier cosa rara o aberración que haya sucedido, y no olvide agregar un comentario a cerca del “por qué” el experimento pudo o no haber funcionado. Registre todo, no existe nada, por trivial que parezca, que no merezca ser reportado. Escriba de tal manera, que cualquiera que consulte posteriormente su bitácora, incluso usted mismo, pueda repetir el experimento sin ningún problema.

Al inicio de la bitácora, o en una hoja en blanco, separada del resto, se incluye la tabla de contenido, que muestre lista de los títulos de los experimentos, fecha y número de página. Aunque tediosa, esta actividad ahorrará tiempo cuando se tratan de ubicar los datos arrojados por un experimento en particular.

Para finalizar, es importante resaltar, que no basta con registrar los datos a medida que avanza en la experimentación. Es necesario revisar y actualizar la bitácora, para conocer cabalmente su contenido y localizar rápidamente los resultados de un experimento en particular, cuando así se requiera.

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EL REPORTE DE LABORATORIO

Los informes del laboratorio constituyen una parte esencial de todos los cursos de laboratorio. En el reporte de laboratorio se explicará lo que se realizó en cada uno de los experimentos, lo que se aprendió, y lo que los resultados significaron. Aquí se presenta el formato para un reporte de laboratorio de química general, el cual deberá ser utilizado para reportar cada una de las prácticas que se llevarán a cabo en el curso. A continuación, se presenta cada una de las partes del formato y su contenido:

1. La página de presentaciónEn una sola página que incluyen:

El título del experimento Los nombres de los integrantes del equipo de trabajo y el número de equipo El nombre de su instructor La fecha el laboratorio fue realizado o la fecha que el informe fue entregado

2. El títuloEl título indica lo que se hizo. Debe ser breve (apunte para diez palabras o menos) y describe el tema principal del experimento o investigación.

3. Introducción/propósitoNormalmente la introducción es un párrafo que explica los objetivos o propósito de la práctica de laboratorio. La hipótesis, si se formula, se expone en una frase. La introducción puede contener la información básica, un brevemente resumen de cómo el experimento fue realizado. Se debe manifestar el propósito (objetivo) del experimento, o por qué se realizó.

4. Conceptos previos.Esta sección tiene como propósito revisar una serie de conceptos, que serán muy útiles para lograr una mejor comprensión del tema tratado y, posteriormente, para poder discutir y explicar adecuadamente los fenómenos observados. Por consiguiente, en esta sección se desarrollarán estos conceptos de manera clara y breve.

5. Materiales y reactivos.En este caso, solamente se reportarán los reactivos. En una tabla, presenta las propiedades físicas y toxicológicas de los reactivos utilizados en el experimento. Incluir solamente los reactivos peligrosos para la salud.

Compuesto Fórmula Peso mol. Toxicidad Flamabilidad Exposición

Cloruro de sodio

NaCl 58.5 Completar Completar Completar

Acetona C3H6O 58 1 3 1

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6. Métodos/procedimientoPor medio de un diagrama de flujo, se describirán los pasos que se siguieron en el procedimiento de la práctica. El diagrama de flujo deberá ser entregado al asesor antes de iniciar la práctica. Para obtener mayor información sobre la elaboración de diagramas de flujo, consulta la sección de “diagramas de flujo”. El asesor indicará aquellos procedimientos que deberán reportarse como diagramas de flujo.

7. Datos, resultados y discusión o análisis.

Datos. Los datos numéricos obtenidos generalmente se presentan en una tabla. Los datos incluyen todo lo que se registró durante el experimento. Se registran simplemente los datos, no cualquier interpretación de lo que significan.

Resultados. Se describe en palabras el significado de los datos. A veces la sección de los Resultados se combina con la Discusión de los mismos (Resultados & Discusión).

Discusión o análisis. La sección de datos contiene solamente números. La sección de análisis contiene los cálculos que se realizaros en base a los datos. Aquí es donde se interpretan los datos y se determina si la hipótesis, si se formuló, es aceptada o rechazada. En esta sección es donde se discuten los errores que se pudieron haber cometido durante el desarrollo del experimento. También se pueden incluir sugerencias para mejorar el experimento.

Es importante mencionar, que cuando el experimento conste de varias secciones, como por ejemplo, cuando se experimenta con diferentes tipos de reacciones, cada una de las secciones se deberán reportar por separado, incluyendo los datos correspondientes y la discusión de los mismos. Es decir, no deberán presentarse todos los resultados de las diferentes reacciones en un solo apartado de “resultados” y, luego, la discusión de todas las reacciones en otro apartado de “discusión de los resultados”.

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8. ConclusionesGeneralmente, en las conclusiones se resume lo que ocurrió en el experimento, si la hipótesis fue aceptada o rechazada y lo que esto significa; todo en un solo párrafo.

9. Referencias bibliográficasSe enlistan las referencias correspondientes a los trabajos realizados por otros investigadores, si la práctica está basada en sus trabajos, o a las fuentes bibliográficas, si el experimento se basa en hechos que requieren documentación

Las referencias bibliográficas se escribirán siguiendo las siguientes instrucciones:

LIBRO:Iniciales de los nombres de los autores, apellido de los autores, título del libro (subrayado), número de edición, editorial, país de impresión, año de impresión (entre paréntesis) y páginas consultadas. Por ejemplo:

D. R. Palleros, Química Orgánica Experimental, 1a edición, Wiley & Sons, Inc., USA (2000), pp 35-50.

REVISTA:Apellido del autor, inicial del nombre, título del artículo, nombre de la revista (en cursiva), volumen (en negrita o subrayado), páginas y año de publicación (entre paréntesis). Por ejemplo:

Rosas, J., Técnicas de aprendizaje, Estudios en educación, 32, 45-70 (2000).

PÁGINAS WEB:Pontes, M., 2001. Arrecifes de coral, el estado de los arrecifes de coral en el Océano Pacífico, http:// marenostrum.org/coralreef/pacific.htm

Si la página no contiene autor, escribe “Anónimo”. Si no contiene título, escribe “Sin título”. Copia la dirección completa; como fecha registra la de la última modificación

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DIAGRAMAS DE FLUJO

Un diagrama de flujo es la forma más tradicional de especificar los detalles algorítmicos* de un proceso. Se utiliza principalmente en programación, economía y procesos industriales; estos diagramas utilizan una serie de símbolos con significados especiales. Son la representación gráfica de los pasos de un proceso, que se realiza para entenderlo mejor. Su importancia radica en mostrar la manera de llevar a cabo procesos y resolver mecánicamente problemas matemáticos o de otro tipo.

(*) Un algoritmo (del latín, dixit algorithmus y éste a su vez del matemático persa al-Jwarizmi) es una lista bien definida, ordenada y finita de operaciones que permite hallar la solución a un problema.

En la vida cotidiana se emplean algoritmos en multitud de ocasiones para resolver diversos problemas. Algunos ejemplos se encuentran en los instructivos o en el algoritmo de la división para calcular el cociente de dos números, o el método de Gauss para resolver un sistema de ecuaciones.

El diagrama de flujo es un esquema para representar gráficamente un algoritmo. Se basan en la utilización de diversos símbolos para representar operaciones específicas. Se les llama diagramas de flujo porque los símbolos utilizados se conectan por medio de flechas para indicar la secuencia de operación.

Símbolos utilizados

Para que todas las personas poder comprender los diagramas, se han adoptado símbolos casi universales, ya que, en un principio cada usuario podría tener sus propios símbolos para representar sus procesos en forma de Diagrama de flujo. La simbología utilizada para la elaboración de diagramas de flujo debe ajustarse a un patrón definido previamente.

Los símbolos que se comúnmente se utilizan en los diagramas de flujo son: la flecha (para indicar sentido y trayectoria), el rectángulo, el rombo (para representar una condición), y el círculo (para representar un punto de conexión entre procesos). Existen además un sin fin de formas especiales para denotar las entradas, las salidas, los almacenamientos, etcétera.

Características que debe cumplir un diagrama de flujo

En los diagramas de flujo se presuponen los siguientes aspectos:

Existe siempre un camino que permite llegar a una solución (finalización del algoritmo).

Existe un único inicio del proceso. Existe un único punto de fin para el proceso de flujo (salvo del rombo que indica

una comparación con dos caminos posibles).

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1,0 g de KBr2,8 g SiO2

10 mL de agua destilada

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Tipos de diagramas de flujo

Existen diferentes formas de representar un diagrama de flujo. Las más comunes son en formatos vertical, horizontal, panorámico y arquitectónico. En nuestro caso, utilizaremos el formato vertical, en el cual el flujo o la secuencia de las operaciones, se presenta de arriba hacia abajo. Este tipo de diagramas muestra una lista ordenada de las operaciones de un proceso con toda la información que se considere necesaria, según su propósito.

Diagrama de flujo para representar los procedimientos experimentales.

Las ventajas que ofrecen los diagramas de flujo en el laboratorio de química radican en el ahorro de espacio y tiempo en la descripción de un procedimiento experimental, ya que requiere un mínimo de palabras. Además, facilitan la realización de un experimento, el registro de observaciones y su posterior análisis, así como la evaluación de los procedimientos, las observaciones y los datos.

Instrucciones para la elaboración de un diagrama de flujo.

1. Los nombres, las fórmulas y las cantidades de los materiales de partida (reactivos) se escriben dentro de un rectángulo situado al inicio del diagrama. Desde la base del rectángulo, se traza una línea vertical hasta el siguiente paso operatorio.

2. La adición de un reactivo a los materiales de partida, se indica mediante una flecha horizontal dirigida hacia la línea vertical.

3. La separación de una porción de la mezcla reaccionante o el desprendimiento de gases se indica mediante una flecha, que inicia desde la línea vertical. La porción separada o el gas desprendido se encierra entre dos líneas horizontales paralelas.

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1,0 mL

Agitar fuertemente

Medir temperatura

Residuo Sobrenadante

(Centrifugación)

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4. Las operaciones realizadas sobre la mezcla de reacción, que no impliquen operaciones de separación de los componentes de una mezcla como agitación, calentamiento, enfriamiento, medición, etc., se indican escribiendo el nombre de la operación entre dos líneas horizontales paralelas, que interrumpen la línea vertical.

5. Las operaciones que implican la separación de la mezcla reaccionante, como centrifugación, filtración, evaporación, decantación, destilación, etc., se indican mediante una línea horizontal al final de la línea vertical. El nombre de la operación se escribe entre paréntesis debajo de la línea horizontal.

Los productos de cualquier operación que implique separación, se escriben dentro de un rectángulo, unido por líneas verticales a los dos extremos de la línea horizontal. Los productos de la separación reciben los siguientes nombres:

OPERACIÓN PRODUCTOCentrifugación Residuo - SobrenadanteFiltración Residuo - FiltradoEvaporación Residuo - VaporDestilación Residuo -Destilado

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Precipitado

Residuo

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6. Los productos de cualquier operación se encierran también en un rectángulo.

7. Todas las observaciones se escriben entre líneas onduladas, situadas al lado o por debajo de la parte del diagrama a que se refieren y unidas por una flecha al lugar apropiado del diagrama.

A continuación se presenta un diagrama de flujo completo:

BIBILIOGRAFÍA.

Algoritmo, Wikipedia, la enciclopedia libre.

Juan Luis Campos Salcedo, Bases para la diagramación de algoritmos.

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PRÁCTICA 1

Tipos de enlace y propiedades características de los sólidos

cristalinos

Objetivos

Las sustancias que involucran diferentes tipos de enlazamiento reticular, fuerzas que

mantienen unidas las unidades de los sólidos cristalinos, muestran patrones característicos

en sus propiedades. En esta práctica, se estudiarán algunos miembros representativos de

estas categorías.

Conceptos clave

Estructura de los cristales, cristales iónicos, cristales covalentes, cristales metálicos,

cristales moleculares, fuerzas de van der Waals, conductividad, electrolito y punto de

fusión.

Medidas de seguridad

Es posible que ocurran quemaduras al manipular el mechero. Porta los lentes de seguridad

y la bata. El yodo sublima y es oxidante y corrosivo. Lava tus manos después de realizar el

experimento.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

Mechero Bunsen

Medidor de conductividad

Tubos de ensayo

Vidrio de reloj

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Reactivos

Aluminio metálico MgCO3, carbonato de magnesio

Plomo metálico Cristales grandes de alumbre de sodio

Azufre Óxido de aluminio

Iodo Grafito

Polietileno Parafina (C23H48)

NaCl, cloruro de sodio Almidón

KBr, bromuro de potasio Sacarosa

Silicio

Desarrollo experimental

I. Prueba de solubilidad y conductividad.

1. Obtén aproximadamente 0.05 g (50 mg) de los siguientes reactivos, que te

proporcionará tu asesor: NaCl, KCl, MgCO3, óxido de aluminio, azufre, parafina

(C23H48), almidón y sacarosa. Observa cuidadosamente cada una de las sustancias y

anota sus características físicas como color, forma, dureza, brillo, etc.

2. Vierte 3 mL de agua destilada en un vaso de precipitados y mide su conductividad.

Si el agua destilada exhibe conductividad, lava el vaso de precipitados y vuelve a

medir la conductividad. Si detectas nuevamente conductividad en el agua destilada,

consulta al asesor.

3. Vierte 2 mL de agua destilada, en incrementos de 0.5 mL, en los respectivos tubos

de ensayo conteniendo aproximadamente 50 mg de cada una de las sustancias a

ensayar. Agita cada uno de los tubos durante dos minutos, después de cada adición

de agua. Observa cuidadosamente y anota el volumen de agua agregado hasta la

disolución total de las sustancias. Anota tus observaciones.

4. Mide la conductividad del líquido contenido en los tubos de ensayo, vertiéndolo en

un vidrio de reloj limpio y seco. Cuanto más rápido se encienda y más brillante sea

la luz del diodo, mayor es la conductividad de la solución. Una vez medida la

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conductividad, retira los alambres del conductímetro de la solución y lávalos con

abundante agua destilada. Luego, prueba la conductividad del agua destilada, para

determinar si los alambres han quedado libres de sales contaminantes. Una vez

limpios, prueba la conductividad de las siguientes soluciones.

5. Anota y registra en la bitácora tus observaciones.

II. Prueba de calentamiento.

1. Coloca aproximadamente 50 mg de cada una de las sustancias que te fueron

suministradas: NaCl, KCl, MgCO3, óxido de aluminio, azufre, parafina (C23H48),

almidón y sacarosa, una a la vez, en la punta de una espátula y acércala, poco a

poco, a la flama del mechero. Evita que el sólido se caliente rápidamente. Observa y

anota cualquier cambio que ocurra en la muestra, como fusión o descomposición.

2. Observa y registra los fenómenos y las reacciones que ocurren en los sólidos a

medida que se calientan.

III. Conductividad en estado sólido.

1. Coloca el aluminio metálico, el alambre de plomo, una varilla de vidrio, una varilla

de plástico, el óxido de aluminio, cristales de alumbre de sodio, un trozo de grafito,

un trozo de silicio y iodo en sus respectivos vidrios de reloj.

2. Realiza la prueba de conductividad para cada una de las sustancias.

3. Observa cuidadosamente el aspecto de las diferentes sustancias y registra la

intensidad de la luz al tocar las sustancias con los alambres del conductímetro.

4. Correlaciona la conductividad eléctrica de cada una de las sustancias con el tipo de

enlazamiento reticular o fuerzas que mantienen unidas las unidades de los sólidos

ensayados. Consulta la estructura química de cada una de las sustancias

ensayadas.

Disposición de residuos

Decanta el líquido contenido en los tubos de ensayo. Vierte el líquido en el vertedero.

Coloca los sólidos en el recipiente proporcionado por el asesor.

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DATOS

Registra los resultados de solubilidad, conductividad, y puntos de fusión correspondiente a

los compuestos analizados. Además, incluye tus observaciones sobre la apariencia física de

las sustancias.

I. Prueba de solubilidad, conductividad y calentamiento.

Compuesto/aspecto Fórmula Solubilidad en agua

Conductividad de la solución

Temperatura de Fusión (alta/baja)

Cloruro de sodio

Cloruro de potasio

Carbonato de magnesio

Óxido de aluminio

Azufre

Parafina

Almidón

Sacarosa

Para llevar a cabo el análisis y la discusión de los resultados:

1. Agrupa aquellas sustancias que compartan algunos aspectos de su apariencia

física (dureza, color, brillo, maleabilidad, etc.).

2. Agrúpalas de acuerdo a su solubilidad en agua.

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3. Agrupa las sustancias que son solubles en agua y que conducen la electricidad en

solución.

De acuerdo con las características de los cristales iónicos, moleculares, covalentes y

metálicos, clasifica las sustancias estudiadas.

III. Conductividad en estado sólido.

Compuesto/aspecto Fórmula Conductividad de

la solución

Aspecto del sólido

(Brillo, color.,etc.)Aluminio metálico

Plomo metálico

Vidrio

Plástico

Óxido de aluminio

Alumbre de sodio

Grafito (C)

Silicio

Yodo

Agrupa las sustancias que conducen la electricidad en estado sólido y analiza sus

propiedades físicas como: color, dureza, brillo, temperatura de fusión, solubilidad en

agua. ¿Tienen algo en común? Explica tu respuesta.

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De acuerdo con los resultados obtenidos, clasifica las sustancias ensayadas basándote en

las propiedades de las sustancias cuyo tipo de enlace es iónico, covalente, metálico o por

enlaces débiles (puentes de hidrógeno, van der Waals, otros).

CUESTIONARIO

1. Describe las propiedades características de los sólidos cristalinos iónicos,

covalentes, metálicos y moleculares.

2. Elabora, con esferas de poliuretano, la estructura cristalina de las siguientes

sustancias: Cloruro de sodio, yodo, aluminio, grafito, azufre y sacarosa. Clasifícalas,

de acuerdo con el tipo de enlace que existe en el sólido.

3. Tomando como base las estructuras de los sólidos de la pregunta 2, explica los

resultados experimentales obtenidos de solubilidad, conductividad, temperatura de

fusión, etc.

4. Tanto el cloruro de sodio como la sacarosa se disuelven en agua, pero solamente las

soluciones de cloruro de sodio conducen la electricidad. Explica la diferencia.

5. Basándose en las propiedades del CO2 sólido, predice si esta sustancia es más

parecida a la arena (SiO2) o a la parafina (C23H48). Explica tu respuesta.

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PRÁCTICA 2

Propiedades características del litio, sodio y potasio, elementos

representativos del grupo IA

Objetivo

Predecir y comparar el comportamiento químico del litio, sodio y potasio, elementos

pertenecientes al grupo 1A, así como de sus compuestos.

Introducción

Los elementos del grupo IA, metales alcalinos, son los elementos más

electropositivos que se conocen. Poseen muchas propiedades semejantes, como densidad,

punto de fusión, puntos de ebullición, radio iónico, radio atómico, energía de ionización,

etc. De acuerdo con su configuración electrónica, el número de oxidación es +1 (Me+1,

donde Me representa el átomo de un metal alcalino), ya que los cationes tendrían la

configuración del gas noble correspondiente.

Los metales alcalinos son blandos, su estructura es centrada en el cuerpo, con baja

eficiencia de empaquetado y, por lo tanto, baja densidad. Debido a su gran reactividad,

estos elementos nunca se encuentran como elementos en la naturaleza; generalmente se

encuentran en forma de sales combinados con iones halogenuro, sulfato, carbonato y

silicato.

La importancia de los metales alcalinos (a excepción del francio) radica en la gran

cantidad de aplicaciones que tienen. El litio, por ejemplo, se utiliza en la fabricación de

aleaciones de aluminio de gran resistencia; como ingrediente en la preparación de esmaltes

cerámicos y vidrios, y en la producción de pilas. El sodio se utiliza ampliamente en la

fabricación de jabones, de lámparas de vapor de sodio. El potasio se utiliza para producir

jabones, vidrios y fertilizantes, mientras que el rubidio se utiliza para eliminar gases en

sistemas de vacío y el cesio es el principal componente de células fotoeléctricas.

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En los organismos vivos, estos elementos juegan un papel muy importante. El litio,

por ejemplo, es un componente del tejido nervioso y su carencia produce trastornos

psiquiátricos, como la depresión bipolar. El sodio, a pesar de ser tóxico al ingerirlo es un

componente fundamental de las células; la bomba de sodio-potasio es responsable hasta

cierto punto de la ósmosis. Finalmente, el potasio es vital para la transmisión de los

impulsos nerviosos.

En esta práctica, mediante ensayos sencillos como la simple observación, pruebas por

vía seca, reactividad en agua y en reactivos comunes, se estudiarán algunas propiedades de

los elementos del grupo 1A y de sus compuestos, las cuales permitirán deducir, por

analogía, el comportamiento de otras especies afines.

Conceptos clave: Ácido, base, indicadores ácido-base, solubilidad, energía de

ionización y conductividad.

Medidas de seguridad. Utiliza los lentes de seguridad especialmente al realizar las

pruebas de reactividad con agua, para evitar que las salpicaduras puedan introducir el

líquido cáustico en los ojos. Maneja con cuidado el ácido clorhídrico, ya que es irritante y

corrosivo.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

Cápsula de porcelana Mechero Bunsen

Tubos de ensayo Lupa

Sistema de calentamiento en baño maría Pinzas para crisol

Lápiz de grafito Crisol de porcelana

Vidrio de cobalto Varilla de vidrio

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Sustancias utilizadas

Fenolftaleína Cloruro de litio

Sodio Cloruro de sodio

Potasio Cloruro de potasio

Litio Nitrato de sodio

Carbonato de sodio Nitrato de potasio

Carbonato de potasio Fluoruro de sodio

Carbonato de litio Ácido clorhídrico 6 M y al 5%

Desarrollo experimental

Reactividad de los metales alcalinos

I. Reacción con agua

1. Coloca 5 mL de agua destilada en una cápsula de porcelana y agrega

cuidadosamente una porción pequeña de sodio metálico (el cual será proporcionado

por el asesor). Cuando la reacción haya terminado, añade al líquido una gota de

fenolftaleína. Anota los cambios observados.

2. Repite el procedimiento anterior, utilizando un trozo de potasio y de litio,

respectivamente.

II. Reacción con ácido

1. Vierte en una cápsula de porcelana 5 mL de ácido clorhídrico 6 M.

2. Agrega 50 mg de sodio. Observa y anota los resultados.

3. Repite el mismo procedimiento utilizando litio y potasio, respectivamente.

Solubilidad de los compuestos de los metales alcalinos

III. Solubilidad

1. Deposita en tres tubos de ensaye 50 mg de nitrato de sodio, nitrato de potasio y

fluoruro de sodio, respectivamente. Agrega, gota a gota, 1 mL de agua en cada tubo

y agita vigorosamente los tubos después de cada adición. Observa y anota el

volumen de agua que necesaria para disolver la totalidad del sólido.

Page 23: Prácticas totales 2012b3.docx

22

2. Coloca en un tubo de ensaye 50 mg de los carbonatos de sodio, de potasio y de litio.

Agrega 1 mL de agua, gota a gota, en cada tubo y agita vigorosamente los tubos de

ensayo. Observa y anota el volumen de agua que necesaria para disolver la totalidad

del sólido.

Color a la flama

IV. Ensayos a la flama

1. Prepara de un lápiz una punta de grafito de aproximadamente 4 cm de largo.

2. Coloca aproximadamente 50 mg de las siguientes sales en un papel encerado:

cloruro de litio, cloruro de sodio, cloruro de potasio.

3. Enjuaga la punta de grafito con ácido clorhídrico diluido (5 %) y llevarla a la zona

azul de llama del mechero. Repite hasta que la punta no dé coloración.

4. Toma un poco de cada una de las sales con la punta de grafito caliente y llévala a la

zona azul de llama del mechero. Observa la coloración impartida a la llama y

anótala.

Disposición de residuos

Colecta las soluciones generadas en el apartado I en un recipiente adecuado y

neutralízalas las soluciones generadas en el apartado II, antes de desecharlas en el

vertedero. Las soluciones provenientes de las pruebas de solubilidad se vierten

directamente en la tarja.

ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

I. Reacción con agua

Elemento Color de la soln. (Fenolftaleína)

Ecuación de la reacción

Litio

Sodio

Potasio

Page 24: Prácticas totales 2012b3.docx

23

1) ¿Cuál de los elementos presenta mayor reactividad con agua y por qué?

2) ¿A qué se debe el cambio de color de la fenolftaleína? ¿Se presenta en todos los casos?

Explica tu respuesta.

II. Reacción con ácido.

Compara la reactividad de los metales alcalinos con ácido y con agua. Ordena los

elementos de acuerdo con su reactividad frente al ácido clorhídrico.

Elemento 1 Elemento 2 Elemento 3

III. Solubilidad

Compuesto Fórmula Solubilidad

Fluoruro de sodio

Nitrato de sodio

Nitrato de potasio

Carbonato de litio

Carbonato de sodio

Carbonato de potasio

4) ¿Todos los compuestos son solubles en agua?

5) ¿Por qué varía la solubilidad de las sales de los compuestos ensayados?

6) ¿Cuál será la solubilidad de los sulfatos de sodio, potasio y litio en agua?

IV. Ensayo a la flama

Compuesto Coloración Observaciones

Cloruro de litio

Cloruro de sodio

Cloruro de potasio (*)

(*) usar vidrio de cobalto.

7) ¿Todos los elementos analizados imparten coloración a la flama?

8) ¿Mediante esta prueba podrían identificarse todos los elementos ensayados? ¿Por qué?

9) ¿Describe el fenómeno que origina la coloración en la flama?

Page 25: Prácticas totales 2012b3.docx

24

10) En base a los resultados obtenidos, resume las principales características de los

elementos del grupo IA.

CUESTIONARIO

Incluye las respuestas a las preguntas propuestas en cada apartado. Reporta la

solubilidad de las sales utilizadas en el correspondiente apartado y compáralos con tus

resultados.

Page 26: Prácticas totales 2012b3.docx

25

PRÁCTICA 3

Propiedades características del magnesio y calcio, los elementos

representativos del grupo IIA

Objetivo

Determinar y comparar las propiedades químicas del magnesio y del calcio,

elementos del grupo IIA, así como de sus compuestos.

Introducción

Los metales alcalinotérreos son un poco menos electropositivos y menos reactivos

que los metales alcalinos. El primer elemento del grupo, el berilio, se parece en algunos

aspectos al aluminio, lo que es una excepción (relaciones diagonales de la tabla periódica).

El resto de los elementos alcalinotérreos tienen propiedades químicas semejantes. En

general, los iones de estos elementos adquieren la configuración del gas noble que les

precede después de perder dos electrones, por lo cual su número de oxidación es 2+ (Me2+,

donde Me representa el átomo de un metal alcalinotérreo).

Las aplicaciones de los metales alcalinotérreos son abarcan un amplio espectro. El

berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez

y estabilidad frente a la corrosión. El magnesio se utiliza en la fabricación de aleaciones

estructurales ligeras, en la protección catódica, en síntesis orgánica y en las baterías. El

calcio metálico se emplea en la formación de aleaciones, en la preparación de berilio

metálico y como agente deshidratante de disolventes orgánicos. Los compuestos de calcio

se utilizan para reducir la acidez del suelo y para neutralizar la acidez de los lagos afectados

por la lluvia ácida.

Tanto el calcio como el magnesio son esenciales para la vida. Los iones magnesio

juegan un papel esencial en el funcionamiento de un gran número de enzimas y forma parte

de la molécula de clorofila. El calcio, por su parte, es esencial en la formación de los huesos

y dientes. Es vital en el funcionamiento del corazón, la coagulación de la sangre, la

Page 27: Prácticas totales 2012b3.docx

26

contracción muscular y en la transmisión de los impulsos nerviosos. El sulfato de bario es

un compuesto insoluble y opaco a los rayos X, por lo que se utiliza en el diagnóstico de

trastornos intestinales.

En esta práctica, mediante ensayos sencillos como la simple observación, pruebas por

vía seca, reactividad en agua y en reactivos comunes, se determinarán algunas propiedades

de diferentes elementos y compuestos del grupo IIA, las cuales permitirán deducir, por

analogía, el comportamiento de otras especies afines.

Conceptos clave: Electronegatividad, ácido, base, indicadores ácido-base,

solubilidad, energía de ionización.

Medidas de seguridad. Porta los lentes de seguridad, especialmente al realizar las

pruebas de reactividad con agua, para evitar que las salpicaduras puedan introducir el

líquido cáustico en los ojos. Maneja con cuidado el ácido clorhídrico, ya que es irritante y

corrosivo. Procura no mirar durante largo tiempo la flama intensa del magnesio en el

mechero, ya que puede causar lesiones en los ojos.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

Vaso de precipitados de 50 mL Mechero Bunsen

Tubos de ensayo Lupa

Sistema de calentamiento en baño maría Pinzas para crisol

Lápiz de grafito Crisol de porcelana

Varilla de vidrio

Substancias utilizadas

Fenolftaleína Cloruro de estroncio

Ácido clorhídrico 6M y al 5% Cloruro de bario

Page 28: Prácticas totales 2012b3.docx

27

Magnesio Hidróxido de magnesio

Calcio Hidróxido de calcio

Cloruro de calcio Óxido de calcio

Nitrato de calcio Sulfato de magnesio

Nitrato de magnesio Sulfato de calcio

Desarrollo experimental

Reactividad de los elementos del grupo IIA

I. Reacción con agua.

3. Coloca 50 mg de magnesio metálico en vaso de precipitados de 50 mL, observa sus

características físicas y agrega cuidadosamente 10 mL de agua destilada. Observa

cuidadosamente si ocurre una reacción. En el caso de que no haya reacción con

agua fría, calienta a baño maría. Añade una gota de fenolftaleína. Anota los cambios

observados. Si el magnesio no ha reaccionado con el agua, utiliza el metal para

realizar la prueba III: Reacción con ácidos.

4. Realiza el procedimiento anterior, pero utilizando 50 mg de calcio. En el caso de

que no haya reacción de calcio con agua fría, calienta a baño maría. Anota sus

observaciones y en su caso compara la reactividad. Si el calcio no ha reaccionado

con el agua, utiliza el metal para realizar la prueba III: Reacción con ácidos.

II. Reacción con oxígeno.

1. Toma con pinzas para crisol un trozo de cinta de magnesio y llévala a la flama del

mechero Bunsen (usa lentes de seguridad). Procura no mirar directamente y por

mucho tiempo la luz que emana del magnesio. Deposita el producto formado en un

crisol de porcelana, deja enfriar y añade doce gotas de agua destilada, mezcla con

una varilla de vidrio. Agrega a la suspensión una gota de fenolftaleína. Observa y

registra los cambios.

2. Repite el procedimiento anterior, pero utilizando calcio en lugar de magnesio.

Page 29: Prácticas totales 2012b3.docx

28

III. Reacción con ácidos

1. Coloca 50 mg de magnesio y 50 mg de calcio en dos tubos de ensayo,

respectivamente.

2. Agregar a cada tubo diez gotas de ácido clorhídrico 6M. Anota los cambios

observados.

Solubilidad de los elementos del grupo IIA

IV. Solubilidad

1. Deposita en seis tubos de ensaye 50 mg de nitrato de magnesio, nitrato de calcio,

hidróxido de calcio, hidróxido de magnesio, sulfato de calcio y sulfato de magnesio,

respectivamente. Agrega, gota a gota, hasta 1 mL de agua en cada tubo. Agita

vigorosamente después de cada adición. Anota el volumen de agua que fue

necesaria para lograr la disolución total del sólido.

Color a la flama

V. Ensayo a la flama

1. Prepara de un lápiz una punta de grafito de aproximadamente 4 cm de largo.

2. Coloca aproximadamente 50 mg de las siguientes sales en un papel encerado:

cloruro de calcio, cloruro de estroncio, cloruro de bario.

3. Enjuaga la punta de grafito con ácido clorhídrico diluido (5 %) y llévala a la llama

del mechero. Repite hasta que la punta no dé coloración.

4. Toma un poco de cada una de las sales con la punta de grafito caliente y llévala a la

llama del mechero. Observa la coloración impartida a la llama y anota los

resultados.

Disposición de residuos

Colecta las soluciones generadas en el apartado I en un recipiente adecuado y

neutralízalas las soluciones generadas en el apartado III antes de desecharlas en el

Page 30: Prácticas totales 2012b3.docx

29

vertedero. Las soluciones provenientes de las pruebas de solubilidad se vierten

directamente en la tarja.

DATOS

I. Reacción con agua.

Elemento Color de la soln. (Fenolftaleína)

Ecuación de la reacción

Calcio

Magnesio

1) Escribe las características físicas del calcio y del magnesio.

2) ¿Cuál de los elementos presenta mayor reactividad con agua y por qué?

3) Compara la reactividad del calcio y del magnesio con la de los elementos del grupo IA.

Explica la diferencia que existe en cuanto a la reactividad con agua.

II. Reacción con oxígeno.

Elemento Ecuación de la reacción Color de la susp. (Fenolftaleína)

Calcio

Magnesio

4) ¿Qué se forma al reaccionar el calcio y el magnesio con oxígeno? Escribe las ecuaciones.

5) ¿Qué se forma al agregar agua los residuos de la oxidación de calcio y magnesio? ¿Son

solubles? Escribe las ecuaciones.

6) ¿A qué se debe el cambio de color de la fenolftaleína? ¿Se presenta en los dos casos?

¿Por qué?

III. Reacción con ácidos

Elemento Ecuación

Magnesio + HCl

Calcio + HCl

Page 31: Prácticas totales 2012b3.docx

30

7) ¿Cuál de los elementos presenta mayor reactividad con ácido clorhídrico y por qué?

IV. Solubilidad

Compuesto Fórmula Solubilidad

Nitrato de magnesio

Nitrato de calcio

Hidróxido de calcio

Hidróxido de magnesio

Sulfato de calcio

Sulfato de magnesio

8) ¿Por qué el CaCl2 es soluble en agua y el CaSO4 no?

9) ¿Por qué el MgSO4 es soluble en agua y el CaSO4 no?

10) ¿De que factores depende la solubilidad en agua de una sal inorgánica?

10) ¿Qué podría deducirse de esta prueba con respecto a la solubilidad de los compuestos

de los elementos del grupo IIA?

V. Ensayos a la flama

Compuesto Coloración Elemento detectado

Observaciones

Cloruro de calcio

Cloruro de estroncio

Cloruro de bario

11) ¿Qué fenómeno origina la coloración?

12) Compara la reactividad con agua y con ácido, la solubilidad de sus sales y color a la

flama de los elementos del grupo IA con los del grupo IIA.

CUESTIONARIO

En al sección del cuestionario, incluye las respuestas a las preguntas propuestas en

cada apartado. Consulta y reporta la solubilidad de las sales utilizadas en el correspondiente

apartado y compara estos valores con tus resultados.

Page 32: Prácticas totales 2012b3.docx

31

PRÁCTICA 4

Propiedades características del boro y del aluminio, los elementos

representativos del grupo IIIA

Objetivo

Predecir y comparar el comportamiento químico del aluminio y del boro, elementos

del grupo IIIA, así como de algunos de sus compuestos con base en la comprobación de sus

propiedades.

Introducción

Los elementos pertenecientes a este grupo se encuentran ubicados en la frontera de

los metales y no metales, por lo que tienen propiedades química menos parecidas entre sí.

El boro es un metaloide, mientras que el resto son metales. El boro no forma compuestos

iónicos binarios y no reacciona con el agua ni con el oxígeno gaseoso. Por su parte, el

aluminio reacciona fácilmente con el oxígeno del aire y con el ácido clorhídrico. El

aluminio sólo forma iones tripositivos (Al+3), mientras que los demás elementos metálicos

del grupo IIIA dan origen tanto a iones monopositivos (Me+1) como tripositivos (Me+3,

donde Me representa el átomo de un metal del grupo IIIA). Los elementos ubicados en la

parte baja del grupo forman iones monopositivos que son más estables que los tripositivos.

La razón de este comportamiento se atribuye al denominado "Efecto del par inerte" según

el cual, un átomo es menos reactivo al perder primero un electrón del orbital np, quedando

el orbital ns lleno. De esta manera, el Ga e In, el estado de oxidación +1 es menos

importante que +3, mientras que para el Tl, los compuestos que contienen Tl+ se asemejan a

los de los metales alcalinos.

Entre los elementos pertenecientes a este grupo destaca el aluminio por la gran

versatilidad de sus aplicaciones. El aluminio es el metal más abundante y ocupa el quinto

lugar en abundancia como elemento de la corteza terrestre. Sus aplicaciones más

importantes se basan en sus propiedades como su alta resistencia a la tensión, su

Page 33: Prácticas totales 2012b3.docx

32

maleabilidad y su excelente conductividad eléctrica. El aluminio no está involucrado con

los seres vivos y casi siempre se lo considera inofensivo.

Las aplicaciones del boro no son tan amplias como las del aluminio. El boro puede

formar enlaces covalentes bien definidos, es un semiconductor, es duro a diferencia del

resto que son muy blandos. El boro es ampliamente utilizado en la fabricación de fibra de

vidrio utilizada como aislante. El boro forma compuestos con hidrógeno llamados boranos,

que pueden ser utilizados como combustibles al liberar hidrógeno.

En esta práctica, mediante ensayos sencillos como la simple observación, pruebas por

vía seca, reactividad en agua y en reactivos comunes, se estudiarán algunas propiedades de

dos elementos del grupo IIIA y de sus compuestos, las cuales permitirán deducir, por

analogía, el comportamiento de otras especies afines.

Conceptos clave: Ácido, base, indicadores ácido-base, bases débiles, solubilidad,

hidróxidos anfóteros, éteres metálicos, hidrólisis de sales, estructura del vidrio “pyrex”.

Medidas de seguridad. Porta los lentes de seguridad, especialmente al realizar las

pruebas de reactividad del aluminio con ácido clorhídrico e hidróxido de sodio, para evitar

que las salpicaduras puedan introducir el líquido ácido o cáustico en los ojos. Maneja con

cuidado el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio, ya que son irritantes y corrosivos.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

Cápsula de porcelana Mechero Bunsen

Tubos de ensayo Lupa

Sistema de calentamiento en baño maría Pinzas para crisol

Lápiz de grafito Crisol de porcelana

Varilla de vidrio Vaso de precipitados de 50 mL

Alambre de nicrom

Page 34: Prácticas totales 2012b3.docx

33

Substancias utilizadas

Fenolftaleína Sulfato de aluminio

Aluminio metálico (hoja) Hidróxido de aluminio

Boro elemental Cloruro de aluminio

Ácido nítrico 6N Nitrato de aluminio

Ácido clorhídrico 6N Ácido bórico

Hidróxido de amonio 6M Tetraborato de sodio hidratado (Borax)

Ácido sulfúrico 6N Etanol absoluto

Hidróxido de sodio 6M

Meta vanadato de amonio

Nitratos, cloruros u óxidos de Cu (II), Cr

(III), Co (II).

Desarrollo experimental

Reactividad del aluminio y del boro

I. Reacción con agua

1. Coloca en un vaso de precipitados 50 mg de aluminio metálico, observa y anota sus

características físicas. Agrega cuidadosamente 10 mL de agua destilada y observa si

hay reacción. Si no se observa algún cambio, calienta la solución, enfríala y añade

una gota de fenolftaleína. Anota los cambios observados.

2. Repite el procedimiento anterior, utilizando boro en lugar de aluminio.

II. Reacción con ácidos.

1. Coloca en tres tubos de ensaye 50 mg de aluminio metálico. Al primero agrega 2

mL de ácido clorhídrico 6N; al segundo, 2 mL de ácido nítrico 6N; y al tercero 2

mL de ácido sulfúrico 6N. Calienta los tubos en un baño maría. Observa y anota los

resultados.

2. Repite el procedimiento anterior utilizando 50 mg de boro, en lugar de aluminio.

Page 35: Prácticas totales 2012b3.docx

34

III. Reacción con oxígeno

1. Toma un trozo de aluminio metálico con las pinzas e introdúcelo en la zona

oxidante de la flama del mechero. Después del calentamiento observa los cambios

que ocurrieron en el metal.

2. Una vez frío, coloca el sólido resultante del inciso anterior en 3 mL de agua

destilada. Agita la solución y agrega una gota de fenoltaleína. Observa y anota el

resultado

3. Repite los pasos 1 y 2, reemplazando el aluminio por boro.

IV. Carácter anfotérico del aluminio.

1. Agrega a dos tubos de ensayo 50 mg de aluminio metálico, respectivamente.

2. Vierte en uno de los tubos 3 mL de ácido clorhídrico 6N y, en el otro, 3 mL de

hidróxido de sodio 6N. Observa el y registra el resultado

Solubilidad de compuestos de aluminio y boro

V. Solubilidad

1. Deposita en tres tubos de ensaye 50 mg de nitrato de aluminio, cloruro de aluminio,

sulfato de aluminio (o alumbre de sodio y aluminio) e hidróxido de aluminio.

Agrega, gota a gota, hasta 1 mL de agua en cada tubo. Agita vigorosamente después

de cada adición. Anota el volumen de agua que fue necesaria para lograr la

disolución total del sólido. Si la disolución de las sales no es total, después de la

adición de 1 mL de agua, caliéntala en un baño maría.

2. Coloca en dos tubos de ensaye 50 mg de ácido bórico, y 50 mg de bórax,

respectivamente. Agrega, gota a gota, 1 mL de agua en cada tubo y agita las

soluciones durante tres minutos. Anota el volumen de agua necesaria para lograr la

disolución total de las sales. Si la disolución de las sales no es total, después de la

adición de 1 mL de agua, caliéntala en un baño maría. Déja enfriar las soluciones y

observa el resultado.

Page 36: Prácticas totales 2012b3.docx

35

Color a la flama

VI. Ensayos a la flama

1. Prepara de un lápiz una punta de grafito de aproximadamente 4 cm de largo.

2. Coloca aproximadamente 50 mg de las siguientes sales en un papel encerado:

cloruro de aluminio y ácido bórico.

3. Enjuaga la punta de grafito con ácido clorhídrico diluido (5 %) y llevarla a la llama

del mechero. Repite hasta que la punta no dé coloración.

4. Moja la punta de grafito con ácido clorhídrico al 5 %. Luego, toma un poco de cada

una de las sales con la punta de grafito húmeda y llévala nuevamente a la llama del

mechero. Observa la coloración impartida a la llama y anótala.

VII. Reacción de ácido bórico con etanol.

1. En una capsula de porcelana, mezcla 50 mg de ácido bórico y 5 mL de etanol

absoluto. Luego, enciende un cerillo y acércalo a la solución etanólica para que se

encienda. Observa la coloración de la flama.

VIII. Aplicaciones del tetraborato de sodio: Ensayo de la perla de bórax.

1. Con un alambre de nicrom, forma un círculo en uno de sus extremos. Sujeta el

alambre a un mango de vidrio o madera por el otro extremo.

2. Coloca un poco de tetraborato de sodio en un vidrio de reloj.

3. Mezcla íntimamente 50 mg de una sal de los siguientes elementos: Cu (II), Cr (III),

V (V) y Co (II), con 0.5 de bórax y colócala en otro vidrio de reloj.

4. Introduce el alambre de nicrom en la parte más caliente de la flama de un mechero y

caliéntalo al rojo vivo. Sácalo rápidamente de la flama e introdúcelo en el bórax

colocado en el vidrio de reloj, para que la sal se adhiera al alambre. Vuélvelo a

introducir, poco a poco, en la flama del mechero hasta que se funda el bórax. Repite

este proceso hasta obtener una pequeña gota del material fundido.

5. Una vez que se haya formado una pequeña gota del material fundido, caliéntalo al

rojo en la zona de la flama más caliente y, rápidamente, introdúcelo en la mezcla de

la sal del metal y bórax. Vuelve a introducir el alambre, poco a poco, en la flama del

mechero hasta que se funda la mezcla de bórax. Déjalo en la flama durante 30

Page 37: Prácticas totales 2012b3.docx

36

segundos, retira el alambre de la flama y observa el color de la gota, una vez fría. Si

no se observa el color claramente, repite este proceso cuantas veces sea necesario.

Para apreciar con más claridad el color del material vítreo, calienta la gota hasta que

funda nuevamente. Luego, sácala rápidamente de la flama y, todavía líquida,

aplástala contra la superficie de un vidrio de reloj con una varilla de vidrio.

Disposición de residuos

Separa los sólidos de las soluciones generadas en los apartados I, y II. Entrégalos al

asesor. Mezcla las soluciones generadas en los apartados II y III, neutralízalas si es

necesario y viértelas en la tarja. Los sólidos residuales de la sección IV, deberán entregarse

al asesor. Finalmente, las soluciones residuales de la sección V deberán verterse

directamente en la tarja.

DATOS

I. Reacción del aluminio y el boro con agua

Elemento Color de la soln. (Fenolftaleína)

Ecuación de la reacción

Aluminio

Boro

1) ¿Reaccionaron el aluminio y el boro con el agua fría y caliente?

2) ¿Cambió de color de la fenolftaleína? Explica tu respuesta.

II. Reacción del aluminio y del boro con ácidos

Compuesto HCl 6N H2SO4 6N HNO3 6N

Aluminio

Boro

Page 38: Prácticas totales 2012b3.docx

37

III. Reacción con oxígeno

6) Describe el aspecto del aluminio y de boro antes y después del calentamiento. ¿Ocurrió

alguna reacción? Escribe las ecuaciones de las reacciones, en caso de que hayan ocurrido.

Reacciones:

7) ¿Hubo cambio de pH en el agua después de añadir a ésta los residuos calcinados de

aluminio y boro? Explica tu respuesta.

3) ¿Reaccionaron el aluminio y el boro con todos los ácidos? ¿Por qué?

IV. Carácter anfotérico del aluminio

Reacción con HCl 6N Reacción con NaOH 6N

4) Escribe las ecuaciones de las reacciones que ocurren durante el tratamiento del aluminio

metálico con ácido clorhídrico y con el hidróxido de sodio.

5) ¿Por qué se dice que el aluminio tiene carácter anfotérico? Escribe el significado

etimológico de la palabra anfotérico.

V. Solubilidad

Compuesto Fórmula Solubilidad

Nitrato de aluminio

Sulfato de aluminio

Cloruro de aluminio

Hidróxido de aluminio

Ácido bórico

Bórax

8) ¿Todos los compuestos son solubles en agua?

Page 39: Prácticas totales 2012b3.docx

38

9) Con respecto a la solubilidad de las sales de aluminio y de boro, ¿Qué podría deducirse

de esta prueba? Compara la solubilidad del aluminio con la de los compuestos del grupo IA

y IIA. Explica las diferencias en cuanto a la solubilidad en agua de estos compuestos.

VI. Ensayos a la flama

Compuesto Coloración Observaciones

Cloruro de aluminio

Ácido bórico

10) ¿Los elementos analizados imparten coloración a la llama?

VII. Reacción de ácido bórico con etanol. Formación de ésteres de borato.

Elemento Color de la flama Ecuación de la reacciónBoro

11) ¿A qué se debe la coloración de la flama?

12) ¿Qué compuesto se formó en la reacción del ácido bórico y el alcohol? Escribe la

ecuación.

13) De los resultados de reactividad con agua, con ácidos y con oxígeno, de los elementos

de los grupos 1A, IIA y IIIA ¿Cómo varía ésta a lo largo del período? Explica tu respuesta.

VIII. Ensayo de la perla de bórax.

Elemento Color del vidrio fundidoCobre (II)

Cobalto (II)

Cromo (III)

Vanadio (V)

14) ¿A qué se debe el color del material vítreo?

Page 40: Prácticas totales 2012b3.docx

39

CUESTIONARIO

En al sección del cuestionario, incluye las respuestas a las preguntas propuestas en cada

apartado. Usa numeración consecutiva para las preguntas.

Consulta en la bibliografía y reporta la solubilidad de las sales de aluminio y boro

utilizadas en el correspondiente apartado y compara estos valores con tus resultados.

Page 41: Prácticas totales 2012b3.docx

40

PRÁCTICA 5

Propiedades del carbono, silicio, estaño y plomo, elementos

representativos del grupo IVA

Objetivo

Predecir y comparar el comportamiento químico del carbono y del silicio, elementos

del grupo IVA, así como de sus compuestos, con base en la comprobación de sus

propiedades.

Introducción

Los elementos de este grupo exhiben propiedades químicas heterogéneas, ya que

contiene un elementos no metálico (C), dos metaloides (Si y Ge) y dos metálicos (Sn y Pb).

Tanto el carbono como el silicio y el germanio no forman compuestos iónicos. Por otra

parte, los elementos metálicos, estaño y plomo, no reaccionan con el agua pero sí con los

ácidos. El estado de oxidación de estos elementos en sus compuestos es +2 y +4. En el caso

del carbono y del silicio, el estado de oxidación más estable es +4. Sin embargo, a medida

que se desciende en el grupo la tendencia en estabilidad se invierte. De tal manera que en lo

compuestos de estaño, el estado de oxidación más estable de este elemento es +4, que es

ligeramente más estable que el estado de oxidación +2. En los compuestos de plomo, el

estado de oxidación más estable es +2.

Los elementos pertenecientes a este grupo nos son muy conocidos, especialmente el

carbono, que es la base de la vida y de la química orgánica. A su vez, el silicio es uno de los

elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y de gran importancia tecnológica,

ya que forma parte principal de los circuitos integrados. El germanio, por su parte es

ampliamente utilizado en la fabricación de vidrios ópticos, en la obtención de

semiconductores, aleaciones y quimioterapia. Por su parte, el estaño se utiliza como

recubrimiento de hierro y cobre, en la fabricación de aleaciones, de colorantes y esmaltes

cerámicos. El plomo comparte con el estaño algunas aplicaciones, como el recubrimiento

Page 42: Prácticas totales 2012b3.docx

41

de cables o de recipientes de hierro, la fabricación de esmaltes y colorantes cerámicos. La

toxicidad del plomo ha limitado su uso en la formulación de vidrios cerámicos utilizados en

la fabricación de recipientes de cocina.

En esta práctica, mediante ensayos sencillos como la simple observación, pruebas por

vía seca, reactividad en agua y en reactivos comunes, se estudiarán algunas propiedades de

los elementos del grupo IVA y de sus compuestos, las cuales permitirán deducir, por

analogía, el comportamiento de otras especies afines.

Conceptos clave: Ácido, base, solubilidad, conductividad, gel de sílice, oxidación,

reducción y serie electromotriz de los metales.

Medidas de seguridad. Porta los guantes, cubre bocas y lentes de seguridad,

especialmente al manipular los ácidos, las bases y el permanganato de potasio, ya que son

irritantes y corrosivos.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

Cápsula de porcelana Mechero Bunsen

Tubos de ensayo Pinzas para crisol

Sistema de calentamiento en baño maría Vaso de precipitados

Varilla de vidrio Dos lápices (punta de grafito)

Batería alcalina de 9 V

Substancias utilizadas

Fenolftaleína Carbono elemental

Ácido sulfúrico 1M Plomo

Ácido clorhídrico 6N Nitrato de plomo

Ácido nítrico 6N Ácido clorhídrico concentrado

Hidróxido de sodio 6N Permanganato de potasio

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42

Silicio elemental Silicato de sodio (Na2Si3O7)

Estaño Óxido de silicio

Cloruro de estaño (II)

Desarrollo experimental

Carácter metálico de los elementos del grupo IV A

I. Conductividad en estado sólido

1. Deposita en tres cápsulas de porcelana aproximadamente 2.0 g de carbono, 2.0 g de

silicio, 2.0 g de plomo y 2.0 g de estaño, respectivamente. determina la

conductividad de los sólidos. Anota tus observaciones.

Reactividad de los elementos del grupo IV A

II. Reacción con agua

1. Coloca en una cápsula de porcelana una porción pequeña de silicio (el cual será

proporcionado por el asesor) y agrega cuidadosamente 5 mL de agua destilada y

observa si hay reacción. Si no se observa algún cambio, calienta la solución en un

baño de agua. Añade una gota de fenolftaleína. Anota los cambios observados.

2. Repite el mismo procedimiento, pero utilizando carbono, plomo y estaño en lugar

de silicio.

III. Reacción con ácidos y bases. Estas reacciones deberán realizarse en la campana,

debido al carácter irritante de los ácidos.

1. Coloca en tres tubos de ensaye 50 mg de silicio. Al primero agrega 3 mL de ácido

clorhídrico 6N; al segundo, 3 mL de ácido nítrico 6N; y al tercero 3 mL de ácido

sulfúrico 6N. Si no hay reacción, calienta ligeramente el tubo en un baño de agua

caliente. Observa y anota los resultados.

2. Coloca 50 mg de silicio en un tubo de ensaye que contiene 3 mL de hidróxido de

sodio 6N. Si no hay reacción, calienta ligeramente el tubo. Observa y anota el

resultado.

Page 44: Prácticas totales 2012b3.docx

43

3. Repite el procedimiento seguido en los puntos 1 y 2, utilizando carbono, plomo y

estaño en lugar de silicio.

IV. Reacción con oxígeno

1. Toma un trozo de carbono con las pinzas e introdúcelo en la flama del mechero.

Después del calentamiento observa los cambios que ocurrieron en el sólido.

2. Repite el mismo procedimiento colocando un trozo de silicio, plomo y estaño en la

punta de una espátula y calentándolos con el mechero. Observa y registra los

cambios que ocurrieron en el metal.

Polimerización del ácido silícico

V. Formación de gel de sílice

1. En un vaso de precipitados, diluye 3 mL de solución de silicato de sodio con 2 mL

de agua.

2. Agrega ácido sulfúrico 6N hasta alcanzar un pH 2-3 en la solución. Agita

vigorosamente y deja en reposo la solución.

3. Observa y registra los cambios que ocurren en el aspecto de la solución. Escribe la

ecuación de la reacción que ocurre.

Propiedades redox del estaño y del plomo

VI. Reducción de estaño y plomo

Si no se cuenta con cloruro de estaño II, prepara una solución de este reactivo como se

indica a continuación. Pesa 1.0 g de estaño y colócalo en un matraz erlenmeyer de 50 mL.

Adiciona al matraz 1.75 mL de ácido clorhídrico concentrado. Luego, agrega 0.25 mL de

ácido nítrico concentrado, poco a poco, en un lapso de 10 minutos. Calienta la solución

suavemente. Cuando la reacción haya terminado y si todo el estaño se ha consumido,

agrega un poco más de estaño y continúa el calentamiento hasta obtener una solución

densa, en cuya superficie se forme una nata de cristales. Enfría la solución (70 °C) y

agrégale 0.15 mL de ácido clorhídrico concentrado. Finalmente, diluye la solución con 60

mL de agua, decántala y guárdala en matraz con tapa.

Page 45: Prácticas totales 2012b3.docx

44

1. Prepara el dispositivo para llevar a cabo la reducción electrolítica del estaño y del

plomo, como se muestra en la figura siguiente.

2. En un vaso de precipitados de 50 mL, vierte 10 mL de la solución de cloruro de

estaño (II) preparada anteriormente. Introduce los electrodos de carbón en la

solución y observa los cambios que ocurren después de 1, 2 y 5 minutos. Separa

algunos cristales y obsérvalos al microscopio.

3. Repite la prueba anterior, pero utilizando una solución de nitrato de plomo 0.1M.

Disposición de residuos

Separa los sólidos residuales de las secciones I y II y entrégalos al asesor. Mezcla y

neutraliza las soluciones (ácidas y básicas) residuales de la sección II y almacénalas en el

recipiente reservado para tal efecto. Todos los demás sólidos residuales de las secciones II,

IV y VI, deberán entregarse al asesor.

DATOS Y CUESTIONARIO

I. Conductividad en estado sólido

Compuesto Conductividad

Carbono

Silicio

Estaño

Plomo

Page 46: Prácticas totales 2012b3.docx

45

1) Por el aspecto físico que presentan estos elementos, ¿Se puede diferenciar cuál elemento

es no metal, metaloide o metal?

2) ¿Todos los elementos son conductores? ¿Por qué?

3) ¿Cómo varia el carácter metálico de los elementos a lo largo del grupo?

II. Reacción con agua

Elemento Color de la soln. (Fenolftaleína)

Ecuación de la reacción

Carbono

Silicio

Estaño

Plomo

4) ¿Reaccionaron todas las sustancias con el agua?

5) ¿Cambió de color de la fenolftaleína? Explica tu respuesta.

III. Reacción con ácidos y bases

Reactivo Carbono Silicio Estaño Plomo

Ácido clorhídrico 6NÁcido nítrico 6N

Ácido sulfúrico 6NHidróxido de sodio 6N(*) Indica si ocurre alguna reacción escribiendo en el recuadro respectivo: si o no.

6) ¿Reaccionaron todas las sustancias con todos los ácidos? Escribe las ecuaciones de las

reacciones.

7) ¿Todos los elementos reaccionaron con hidróxido de sodio? Escribe las ecuaciones de

las reacciones.

Page 47: Prácticas totales 2012b3.docx

46

IV. Reacción con oxígeno

Elemento ReacciónCarbonoSilicioEstañoPlomo

8) Escribe las ecuaciones de las reacciones que ocurren durante el calentamiento de los

elementos.

V. Formación de gel de sílice

Elemento Ecuación de la reacciónNa2Si3O7 + H2SO4

9) Describe la estructura del gel de sílice. ¿Qué aplicaciones tiene ésta sustancia?

VI. Reducción de estaño y plomo

Elemento Ecuación de la reacciónSnCl2 + 2e

Pb(NO3)2 + 2e

10) ¿Se puede utilizar hierro para reducir al estaño y al plomo? Explica tu respuesta,

tomando como referencia la serie electromotriz de los metales.

11) ¿Sería posible reducir por este método el silicio y el carbono utilizando alguna de sus

sales? Explica tu respuesta.

Page 48: Prácticas totales 2012b3.docx

47

PRÁCTICA 6

Propiedades del nitrógeno, elemento del grupo VA

Objetivo

Determinar el comportamiento químico del nitrógeno, elemento perteneciente al

grupo VA, con base en la comprobación de sus propiedades.

Introducción

Este grupo está formado por dos elementos no metálicos (N y P), dos metaloides (As

y Sb) y un metal (Bi), por lo que se puede anticipar una mayor variación en las propiedades

de los elementos de este grupo.

Los estados de oxidación comunes de los elementos de este grupo son 3± y 5+. El

nitrógeno exhibe varios estados de oxidación como 3- (Li3N), 0 (N2), 1+ (N2O), 2+ (NO),

4+ (NO2), y 5+ (N2O5). El nitrógeno molecular es un gas al igual que los óxidos de

nitrógeno N2O, NO y NO2; mientras que el pentóxido de nitrógeno e sólido. Por otra parte,

los nitruros metálicos son sólidos iónicos (Li2O y Mg3N2). Por lo que respecta a los

compuestos de fósforo, este elemento presenta estados de oxidación 3- (PH3), 0 (P4), 3+

(P4O6) y 5+ (P4O10). El arsénico, el antimonio y el bismuto exhiben estados de oxidación

3± y 5+.

No obstante su carácter inerte, el nitrógeno molecular es ampliamente utilizado en la

fabricación de compuestos importantes para la industria. A partir de este elemento se

obtiene amoniaco, mediante el proceso Haber, y es el precursor de fertilizantes y de ácido

nítrico. A su vez, el ácido nítrico es la materia prima para la obtención de explosivos y

combustible de cohetes. El fósforo es un componente esencial de los seres vivos, ya que

forman parte de los ácidos nucleicos. Además forma parte de los huesos y los dientes.

El arsénico se emplea en la fabricación de semiconductores, aleaciones, insecticidas,

vidrios y pigmentos. El arsénico es tóxico; la presencia de arsénico en el agua potable

Page 49: Prácticas totales 2012b3.docx

48

puede provocar envenenamiento grave si se ingieren 100 mg. El antimonio, por su parte, se

emplea en la fabricación de aleaciones, baterías y acumuladores, tipos de imprenta,

retardante de flama y en la obtención de productos cerámicos. El bismuto es un metal

mucho menos reactivo que los correspondientes a los grupos anteriores. En estado metálico

forma parte de aleaciones de bajo punto de fusión. Algunas de sus sales se utilizan como

cosmético y como medicamento.

En esta práctica se estudiarán algunas propiedades del nitrógeno y de algunos de sus

compuestos, las cuales permitirán deducir, por analogía, el comportamiento de otras

especies afines.

Conceptos clave: Oxidación, reducción, base débil, ligante, compuestos de

coordinación.

Medidas de seguridad. Porta los guantes, cubre bocas y lentes de seguridad,

especialmente al manipular los ácidos, las bases, ya que son irritantes y corrosivos, así

como también al realizar la prueba de oxidación del ión nitrato. El amoniaco y los

productos oxigenados del nitrógeno son gases irritantes y corrosivos, por lo que deberán

manejarse en la campana de extracción.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

Vaso de precipitados de 250 mL Mechero Bunsen

Tubos de ensayo Pinzas para crisol

Sistema de calentamiento en baño maría Matraz de 100 mL

Varilla de vidrio Dos jeringas de 60 mL

Probeta de 100 mL Parrilla eléctrica con agitación

Conductímetro Bolsa de plástico

Substancias utilizadas

Fenolftaleína Sulfato ferroso

Page 50: Prácticas totales 2012b3.docx

49

Ácido sulfámico (HSO3NH2) Ácido sulfúrico 6M y al 10%

Nitrito de sodio (NaNO2) Hidróxido de sodio 1M y al 5% y 10%

Nitrato de sodio al 5% Yoduro de potasio al 5%

Magnesio Cloruro de sodio

Hidróxido de amonio concentrado Nitrato de amonio

Sulfato de cobre 0.1M Ácido nítrico 6M

Ácido acético al 5%

Desarrollo experimental

I. Obtención de nitrógeno (N2, N0)

1. Coloca 0.2 mL de ácido sulfámico (HSO3NH2) en un matraz de 100 mL, provisto de

un tubo de salida.

2. Agrega 25 mL de una solución 0.5M de nitrito de sodio (NaNO2). Si no inicia la

generación de gas, calienta suavemente el tubo de ensaye.

3. Recoge el nitrógeno producido en una probeta invertida y sumergida en agua.

Reserva este tubo para el siguiente experimento.

Reacción de la generación de nitrógeno:

NaNO2(aq) + HSO3NH2(s)  NaHSO4(ac) + H2O(l) + N2(g)

I a. Reactividad del nitrógeno

1. Llena un tubo de ensaye con nitrógeno.

2. Enciende un trozo de magnesio en la flama del mechero e introdúcelo rápidamente

en el tubo conteniendo el nitrógeno. Observa el resultado.

Propiedades químicas de algunos compuestos de nitrógeno

II. Obtención de amoniaco (NH3, N3-)

Page 51: Prácticas totales 2012b3.docx

50

Antes de iniciar la obtención de amoniaco, prepara los vasos conteniendo agua y la

solución de sulfato de cobre.

1. Vierte 5 mL de hidróxido de amonio concentrado en un tubo de sulfhidrar, provisto

de un tapón y un tubo de vidrio en forma de “L”, para recoger el amoniaco gaseoso.

2. Agrega una lenteja de hidróxido de sodio al tubo, tápalo e introdúcelo rápidamente

en un baño de agua a 60-70 °C, si el desprendimiento es muy lento. Una vez que

inicie el desprendimiento de gas, rápidamente prosigue con los experimentos

siguientes.

II a. Propiedades ácido-base del hidróxido de amonio

1. Mide 5 mL de agua destilada en un tubo de ensaye, y burbujeas amoniaco gaseoso

durante 30 segundos.

2. Mide el pH y la conductividad de la solución y compárala con otra de hidróxido de

sodio 0.1 N. Observa y anota los resultados.

II b. Amoniaco y la formación de complejos

1. Vierte 5 gotas de una solución de sulfato de cobre 0.1 M y 3 mL de agua en un tubo

de ensaye.

2. Burbujea amoniaco gaseoso en la solución anterior, hasta que desaparezca el

precipitado formado al inicio del proceso. Observa y explica el resultado.

III. Óxidos de nitrógeno. Estas reacciones deberán realizarse en la campana.

III a. Monóxido de nitrógeno (NO, N2+).

1. Coloca 0.5 g de nitrito de sodio en un pequeño recipiente de plástico e introdúcelo

en una jeringa de 60 mL, evitando que se vuelque y tire el nitrito de sodio.

2. Aspira cuidadosamente 8 mL de una solución ácida de sulfato ferroso, preparada de

la siguiente manera: Disuelve 13.5 g de sulfato ferroso en 28 mL de agua destilada.

Luego, vierte 12 mL de ácido sulfúrico 6M y agita hasta que se disuelva todo el

sólido. Preparar esta solución para todos los grupos de trabajo.

Page 52: Prácticas totales 2012b3.docx

51

3. Mezcla los reactivos que se encuentran en la jeringa. La reacción es relativamente

rápida y producirá aproximadamente 60 mL de gas en 30 segundos. Observa y anota

el color del gas. Tapa la punta de la jeringa con papel plástico.

4. Una vez obtenido el NO, transfiere el gas a una jeringa seca y limpia (ver el

procedimiento en el siguiente apartado). Evita en todo momento que entre aire en la

jeringa. Reserva el óxido nítrico para la obtención de dióxido de nitrógeno.

Reacción:

2 NaNO2(s) + 2 FeSO4(ac) + 3 H2SO4(ac) ---> 2 NO(g) + Fe2(SO4)3(ac) + 2 NaHSO4(ac) + 2 H2O

* Continúa con el experimento III c, para evitar que el NO se pueda oxidar.

III b. Ion nitrito (NO2-, N3+) y nitrato (NO3

-, N5+)

Reacción de desproporción del ión nitrito.

1. Agrega 2-3 gotas de ácido sulfúrico al 10% a 0.5 mL de una solución saturada de

nitrito de sodio.

2. Observa el color del trióxido de nitrógeno, el cual no es estable y se descompone

para producir NO y NO2. Observa el color de los gases y explica el resultado.

Oxidación de ion nitrito (NO2-, N3+).

1. Prepara una solución de nitrito de sodio al 5% y otra de nitrato de sodio al 5%.

2. Vierte 1 mL de la solución de nitrito de sodio en un tubo de ensayo. Adiciónale 5

gotas de ácido acético al 5% y cinco gotas de solución de yoduro de potasio al 5%.

Observa y explica el resultado.

3. Repite el procedimiento anterior utilizando la solución de nitrato de sodio al 5%.

Compara el resultado con el obtenido utilizando la solución de nitrito.

Reducción del ion nitrito.

1. Coloca en un tubo de ensaye 2 mL de la solución saturada de nitrito de sodio, 5

gotas de hidróxido de sodio al 10% y unos granitos de zinc. Calienta

cuidadosamente una mezcla y prueba el pH de los vapores que se desprenden con

papel indicador. ¿Qué gas se produce? Observa y explica el resultado.

Page 53: Prácticas totales 2012b3.docx

52

III c. Dióxido de nitrógeno (NO2, N4+)

Prepara 60 mL de oxígeno en una jeringa de 60 mL, a partir de peróxido de hidrógeno y

dióxido de manganeso. Lava el gas con agua.

1. Toma la jeringa que contiene 60 mL de óxido nítrico (NO) y descarga 20 mL de

NO, de tal manera que la jeringa contenga ahora 40 mL.

2. Conecta las jeringas que contienen el oxigeno y el NO, mediante un tubo de caucho

corto.

3. Transfiere, a la jeringa que contiene NO, un volumen de oxígeno igual a la mitad

del volumen de NO; es decir, 20 mL. Observa y anota los cambios que ocurren en el

sistema.

Reacción:

2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)

III d. Nitrato (NO3-, N5+)

Propiedades oxidantes del ion nitrato.

Reacción con carbono.

1. Agrega 0.5 g de nitrato de potasio en un tubo de ensayo. Sujeta el tubo con una

pinza para bureta y colócalo con una inclinación de 45°.

2. Calienta el tubo hasta que funda todo el nitrato de potasio.

3. Agrega al tubo un trocito de carbón, retírate un poco de la boca del tubo y continúa

calentando. Observa el resultado y anótalo.

Reacción:

KNO3(s) + C(s) K2CO3(s) + N2(g) + CO(g) + CO2(g)

Page 54: Prácticas totales 2012b3.docx

53

Reacción con cobre.

1. Coloca un trozo pequeño de cobre (50 mg) en dos tubos de ensaye,

respectivamente.

2. Agrega al primer tubo 20 gotas de ácido nítrico 2M. Agita el tubo y cuidadosamente

si ocurre alguna reacción.

3. Al segundo tubo, añade 20 gotas de ácido nítrico concentrado. Agita el tubo y

cuidadosamente si ocurre alguna reacción.

Reacciones:

Cu(s) + HNO3 (conc)

Cu(s) + HNO3 (dil)

Disposición de residuos

La solución remanente del apartado I puede desecharse directamente en el vertedero.

La solución de hidróxido de sodio y la de amoniaco obtenidas en el apartado II y IIa,

respectivamente, deberán neutralizarse con ácido antes de verterse en la tarja.

La solución del complejo de cobre, se almacenará en un recipiente provisto para tal fin.

La solución de hierro producida en el apartado IIIa, deberá almacenarse en el recipiente

correspondiente.

La solución ácida generada en el apartado IIIb, desproporción del ión nitrito, deberá

guardarse en el mismo recipiente que la solución de hierro.

La solución proveniente de la sección IIIb, oxidación del ión nitrito, debe almacenarse

en el recipiente correspondiente.

La solución proveniente de la sección IIIb, reducción del ión nitrito, puede desecharse

vertiéndola en la tarja, separando previamente el zinc sólido.

El dióxido de nitrógeno producido en el apartado IIIc, se debe eliminar haciéndolo

burbujear en una solución de hidróxido de sodio 1M.

ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Page 55: Prácticas totales 2012b3.docx

54

I. Obtención de nitrógeno.

1) Describe las características físicas del nitrógeno.

2) ¿Reaccionó con el magnesio? ¿Qué compuesto se formó?

II. Obtención de amoniaco (NH3)

3. Describe las características físicas del amoniaco

4. ¿Qué reacción ocurre cuando entra en contacto con el agua?

5. ¿Cuál es la fuerza de la base que el amoniaco forma con el agua? (compara el pH de

la solución de amoniaco con la de NaOH 0.1N).

6. Escribe la fórmula del complejo que forma con el cobre.

III. Óxidos de nitrógeno

7. Describe las características físicas de los óxidos de nitrógeno preparados (NO y

NO2).

8. ¿Qué aplicaciones tienen éstos gases?

Ion nitrito (NO2-, N3+) y nitrato (NO3

-, N5+)

9. Escribe las ecuaciones de las reacciones del ion nitrito. Compara la reacción del

nitrito y del nitrato con el yoduro de potasio. Explica tu respuesta.

10. Escribe las ecuaciones de las reacciones de oxidación del carbono y del cobre

con el ácido nítrico. ¿Qué diferencia existe entre las reacciones del ácido nítrico

concentrado y diluido con el cobre?

11. Menciona las aplicaciones que tienen en la industria el nitrito y el nitrato de

sodio.

CUESTIONARIO

En al sección del cuestionario, incluye las respuestas a las preguntas propuestas en

cada apartado.

PRÁCTICA 7

Page 56: Prácticas totales 2012b3.docx

55

Propiedades del oxígeno y del azufre, elementos representativos del grupo

VIA

Objetivo

Predecir y comparar el comportamiento químico del oxígeno y del azufre, elementos

representativos del grupo VIA, con base en la comprobación de sus propiedades.

Introducción

Este grupo se encuentra ubicado casi en el extremo derecho de la tabla periódica, por

lo que no existen metales en esta familia. Los primeros tres miembros son no metales (O, S,

y Se), en tanto que los dos últimos son metaloides (Te y Po). El oxígeno es un gas, mientras

que los demás elementos son sólidos. El oxígeno es un gas diatómico (O2), en tanto que el

azufre y el selenio son sólidos moleculares, formados por unidades S8 y Se8,

respectivamente. Por otra parte, el telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales

más extensas. El estado de oxidación más común del oxígeno es 2- (O2-), sobre todo en la

mayoría de os compuestos iónicos (Li2O). El azufre, el selenio y telurio también forman

iones dinegativos (S2-, Se2- y Te-2). En sus compuestos, el azufre puede tener varios estados

de oxidación como 2- (S2-), 4+ (SO2) y 6+ (SO3).

El oxígeno es imprescindible para los seres vivos. Es respirado por los seres

aeróbicos y liberado por las plantas durante la fotosíntesis. En la industria en el agente

oxidante más utilizado para lograr altas temperaturas al quemarse junto con otros gases

(acetileno). Este hecho es especialmente importante en soldadura y en la fundición de

metales. También es el combustible de misiles teledirigidos y de cohetes. El azufre, por su

parte, se utiliza en la obtención de ácido sulfúrico, materia prima esencial en la fabricación

de innumerables compuestos químicos. El azufre se usa también como fungicida, en

fabricación de fertilizantes y en la vulcanización del caucho. El selenio se utiliza en la

fabricación de células solares y como catalizador. Además, algunos de sus compuestos se

utilizan como insecticida, en la fabricación de vidrios rojos y como ingrediente de los

shampús anticaspa. Por lo que respecta al telurio, una de las aplicaciones más importantes

Page 57: Prácticas totales 2012b3.docx

56

de este elemento es en la obtención de telururo de cadmio, que se utiliza como ventana

óptica de infrarrojos y como material de célula solar.

En esta práctica, mediante ensayos sencillos, reactividad en agua y en reactivos

comunes, se estudiarán algunas propiedades de los elementos del oxígeno, del azufre y de

sus compuestos, las cuales permitirán deducir, por analogía, el comportamiento de otras

especies afines.

Conceptos clave: Reacciones de oxidación-reducción, combustión, catalizador,

coloide.

Medidas de seguridad. Porta los guantes, cubre bocas y lentes de seguridad,

especialmente al manipular el peróxido de hidrógeno, el dicromato de potasio, el

permanganato de potasio, el ácido clorhídrico y el ácido sulfúrico, ya que son irritantes y

corrosivos. El tetracloruro de carbono es un líquido volátil y tóxico, por lo que deberá

manipularse en la campana de extracción.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

Vaso de precipitados de 100 mL Cucharilla de hierro

Tubos de ensayo Pinzas para tubo de ensayo

Agitador de vidrio Pipeta de 10 mL

Probeta o frasco de vidrio de 250 mL Mechero Bunsen

Jeringa de plástico de 60 mL Tubo de caucho

Matraz kitazato Pipeta pasteur

Matraz erlenmeyer de 50 mL

Substancias utilizadas

Yoduro de potasio Permanganato de potasio 0.1N

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57

Peróxido de hidrógeno al 6% Ácido sulfúrico 2M y concentrado

Sodio Tiosulfato de sodio 0.15M

Azufre Bisulfito de sodio

Dióxido de manganeso Ácido clorhídrico 6N

Hierro en polvo Nitrato de cobre (II)

Sulfuro de sodio Sacarosa (azúcar)

Dicromato de potasio

Desarrollo experimental

I. Oxígeno

I a. Obtención de oxígeno

1. Vierte 5 mL de peróxido de hidrógeno al 30% (p/p) y 20 mL de agua en un matraz

kitazato. En la salida lateral del matraz, adapta una manguera de caucho de 20 cm

de longitud, para canalizar el gas fuera del matraz.

2. Pesa 50 mg de dióxido de manganeso, envuélvelo en un trozo de papel sanitario o

Kleenex e introdúcelo rápidamente en el matraz.

3. Tapa cuidadosa y herméticamente el matraz e introduce la manguera de hule en el

agua, justamente debajo de una probeta o frasco de vidrio (de 250 mL) invertido y

lleno de agua.

4. Agita suavemente el matraz para liberar el MnO2 en la solución e iniciar la

reacción.

5. Deja el sistema en reposo y cuando se haya llenado la probeta (o el frasco) de

oxígeno, tápala y resérvala, para el experimento siguiente.

Nota. El recipiente donde se recoge el oxígeno puede ser una probeta o un frasco de vidrio,

según el caso. El procedimiento de obtención se repetirá de acuerdo con la cantidad de

oxígeno que se requiera.

Page 59: Prácticas totales 2012b3.docx

58

I b. Reactividad del oxígeno (O2; O0)

Combustión de materia orgánica.

1. Utiliza la probeta (o el frasco) que se llenó de oxígeno como se indicó en el

apartado anterior. No la destapes, hasta que vayas a introducir el palillo

incandescente.

2. Enciende un palillo de madera en la flama del mechero. Déjala arder durante un

minuto y apaga la flama.

3. Introduce el palillo de madera incandescente dentro del tubo que contiene el

oxígeno. Observa y anota el resultado.

Reacción con metales (Sodio).

1. Llena el matraz o un frasco de 150 mL con oxígeno, agrega un pequeño trozo de

sodio (del tamaño de una lenteja) y tapa el recipiente con papel parafilm.

2. Agrega rápidamente una pequeña gota de agua sobre el trozo de sodio, por medio de

una pipeta Pasteur. Vuelve a tapar rápidamente el recipiente. Observa el resultado y

anótalo.

Reacción con no metales (Azufre).

1. Agrega 50 mL de agua destilada, tres gotas de fenolftaleína (o azul de bromofenol)

y una gota de hidróxido de sodio 0.1N a un matraz erlenmeyer de 250 mL. La

solución deberá estar coloreada. Llena el matraz con oxígeno.

2. Prepara en una cucharilla de hierro rasa de azufre, y enciende el azufre en la flama

del mechero. Introduce rápidamente la cucharilla en el matraz.

3. Una vez terminada la reacción, saca rápidamente la cucharilla y tapa el matraz.

Agítalo y observa el color de la solución. Registra tus observaciones y explica el

resultado.

I c. Reactividad del peróxido de hidrógeno (O22-; O1-)

Como oxidante: Oxidación de yoduro

Page 60: Prácticas totales 2012b3.docx

59

1. Coloca 50 mg de yoduro de potasio en un tubo e ensaye, disuélvelos en 4 mL de

agua destilada y agrega tres gotas de ácido sulfúrico 2M.

2. Toma 2 mL de la solución anterior y adiciona 1 mL de peróxido de hidrógeno al

6%, gota a gota. Observa el resultado y anótalo.

Como reductor: Reducción de permanganato.

1. Vierte 2 mL de solución de peróxido de hidrógeno al 6% en un tubo de ensaye.

2. En otro tubo de ensaye, adiciona 2 mL de solución de permanganato de potasio

0.1N y cuatro gotas de ácido sulfúrico 2M.

3. Agrega, gota a gota, la solución de permanganato a la de peróxido de hidrógeno.

Observa y anota el resultado.

II. Azufre

II a. Obtención de azufre coloidal (S0)

1. Vierte 10 mL de tiosulfato de sodio 0.15M en un vaso de precipitados de 100 mL.

Diluye con 5 mL de agua destilada.

2. Agrega 3 mL de ácido clorhídrico 6N. Agita la solución y observa el resultado.

II b. Reactividad del azufre

Reacción con metales: hierro.

1. Pesa 1.0 g de azufre y 1.4 g de hierro en polvo. Mézclalos y colócalos en un tubo de

ensaye.

2. Calienta el tubo fuertemente en la flama del mechero, hasta que cese la reacción.

3. Enfría el tubo y extrae el sólido. Muélelo en el mortero y pasa un imán por el polvo.

Anota tus observaciones.

II c. Estados de oxidación de azufre

Page 61: Prácticas totales 2012b3.docx

60

Sulfuro (S2-). Reacción con iones metálicos.

1. Prepara una solución de nitrato de cobre (II) en un vaso de precipitados,

conteniendo 50 mg de la sal de cobre disueltos en 10 mL de agua destilada.

2. Vierte 2 mL de la solución anterior en un tubo de ensaye y acidúlalos con dos gotas

de ácido clorhídrico 6N.

3. Agrega 10 gotas de una solución de sulfuro de sodio, preparada disolviendo 0.5 g de

sulfuro de sodio en 25 mL de agua. Observa y registra el resultado.

Óxidos de azufre ( S2+, S4+ y S6+)

Tiosulfato de sodio (Na2S2O3, S2+). Propiedades reductoras (yodo)

1. En un tubo de ensaye coloca un pequeño cristal de yodo, 50 mg de yoduro de

potasio, 3 mL de agua y tres gotas de ácido clorhídrico 6N. Agita para disolver

completamente el sólido.

2. En otro tubo de ensaye vierte 5 mL de solución de tiosulfato de sodio 0.15M.

3. Vierte, gota agota, 1 mL de solución de tiosulfato a la solución de yodo. Observa y

registra el resultado.

Bisulfito de sodio (NaHSO3, S4+). Propiedades reductoras (dicromato de potasio).

1. Coloca 50 mg de dicromato de potasio, 5 mL de agua y tres gotas de ácido sulfúrico

1M en un tubo de ensaye. Agita para disolver completamente el sólido. Esta

solución debe ser compartida entre cinco equipos de trabajo.

2. En otro tubo de ensaye disuelve 50 mg de de bisulfito de sodio en 3 mL de agua.

3. Agrega, gota agota, 1 mL de solución de dicromato a la solución de bisulfito.

Observa y registra el resultado.

Ácido sulfúrico (H2SO4, S6+): Propiedades deshidratantes y oxidantes.

1. Pesa 5 g de sacarosa (azúcar).

2. Vierte 10 mL de ácido sulfúrico concentrado en un vaso de precipitado de 100 mL y

caliéntalo suavemente en una parrilla eléctrica.

Page 62: Prácticas totales 2012b3.docx

61

3. Una vez calentado, retira el vaso de la parrilla y colócalo sobre la mesa. Agrega la

sacarosa al ácido caliente y agita la mezcla con una varilla de vidrio. Observa el

resultado.

4. Identifica, por el olor, el gas que se desprende.

Disposición de residuos

Separar el dióxido de manganeso de la suspensión obtenida en la sección de “obtención

de oxígeno”, y entregarlo al asesor. El líquido puede desecharse directamente en la

tarja.

El residuo obtenido el la reacción de sodio con oxígeno se deberá disolver en agua y

neutralizar con ácido clorhídrico antes de verterse en la tarja.

La solución remanente del experimento de oxidación del azufre debe neutralizarse con

hidróxido de sodio ante de verterse en la tarja.

Las soluciones producidas en las secciones de “oxidación de yoduro y de reducción de

permanganato, deberán reservarse en sus respectivos recipientes.

La suspensión de azufre coloidal deberá almacenarse es su respectivo recipiente.

El sólido remante de la reacción de azufre con hierro deberá entregarse al asesor.

El sulfuro de cobre obtenido en la sección de “reacción de sulfuro con iones metálicos”,

deberá ser separado por filtración y la solución filtrada deberá almacenarse en su

respectivo recipiente.

La solución obtenida en la sección de “propiedades reductoras (dicromato de potasio)”,

deberá almacenarse en el recipiente respectivo.

CUESTIONARIO

Obtención de oxígeno.

1. Escribe la ecuación de la reacción de obtención de oxígeno.

Reactividad del oxígeno (O2; O0).

Combustión de materia orgánica.

2. Escribe la ecuación de la reacción de oxidación de la materia orgánica.

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62

Reacción con metales (Sodio).

3. Escribe la ecuación de la reacción entre el sodio y el oxígeno.

Reacción con no metales (Azufre).

4. Escribe la ecuación de la reacción entre el azufre y el oxígeno.

Reactividad del peróxido de hidrógeno (H2O2, O-).

Como oxidante en la oxidación de yoduro.

5. Escribe la ecuación de la reacción entre el yoduro y el peróxido de hidrógeno.

Como reductor en la reducción de permanganato.

5. Escribe la ecuación de la reacción entre el permanganato de potasio y el peróxido de

hidrógeno.

Azufre

Obtención de azufre coloidal (S0).

7. Escribe la ecuación de la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico.

Reactividad. Reacción con metales: hierro.

8. Escribe la ecuación de la reacción entre el hierro y el azufre.

9. ¿Cómo se manifiesta la reacción entre el hierro y el azufre?

Estados de oxidación de azufre.

Page 64: Prácticas totales 2012b3.docx

63

Sulfuro (S2-): Reacción con iones metálicos.

10. Escribe la ecuación de la reacción de precipitación del sulfuro de cobre.

Óxidos de azufre (S2+, S4+ y S6+).

Tiosulfato de sodio (Na2S2O3, S2+): Propiedades reductoras (yodo).

11. Escribe la ecuación de la reacción del tiosulfato de sodio con el yodo. Indica el cambio

de estado de oxidación de azufre y del yodo.

Bisulfito de sodio (NaHSO3, S4+): Propiedades reductoras (dicromato de potasio).

12. Escribe la ecuación de la reacción del bisulfito de sodio con el dicromato de potasio.

Indica el cambio de estado de oxidación de azufre y del cromo.

Ácido sulfúrico (H2SO4, S6+): Propiedades deshidratantes y oxidantes.

13. Escribe la ecuación química de la reacción entre el ácido sulfúrico y la sacarosa.

Los reactivos y las respuestas se tomarán como el cuestionario de la práctica.

PRÁCTICA 8

Page 65: Prácticas totales 2012b3.docx

64

Propiedades del cloro y del yodo, elementos representativos del grupo

VIIA

Objetivo

Predecir y comparar el comportamiento químico del cloro y del yodo, así como de algunos

de sus compuestos, con base en la comprobación de sus propiedades.

Introducción

Este grupo de elementos se caracterizan por tener los valores más altos de

electronegatividad. Por consiguiente, todos los halógenos son no metales. Además, todos

son gases biatómicos (X2, donde X representa un elemento halógeno). Debido a su alta

reactividad, los halógenos no se encuentran en estado elemental en la naturaleza. Los

halógenos tienen altas energías de ionización y gran afinidad electrónica. Por lo tanto, la

valencia más común en sus compuestos con los metales alcalinos y alcalinotérreos es -1 (F -,

Cl-, Br- e I-). Los aniones derivados de los halógenos se denominan halogenuros. Los

elementos de esta familia también forman compuestos moleculares entre ellos mismos (ICl

y BrF3) y con otros elementos no metálicos (NF3, PCl5 y SF6).

Existen varias aplicaciones de los halógenos. En su estado elemental se utilizan el la

fabricación de lámparas halógenas. Con respecto a sus derivados, el flúor destaca en la

síntesis de hidrocarburos fluorados (Teflón), de anticongelantes y lubricantes, además de

insecticidas. Pequeñas cantidades de flúor añadidas al agua potable para prevenir la caries

dental. La aplicación más importante del cloro es en la industria papelera y textil, en la

esterilización del agua potable y como desinfectante. Los bromuros se emplean como

sedantes y el bromuro de plata como ingrediente esencial en las placas fotográficas. Por su

parte, el yodo se usa como antiséptico y para prevenir el bocio.

En esta práctica, mediante ensayos sencillos, reactividad en agua y con reactivos

comunes, se estudiarán algunas propiedades de algunos elementos representativos del

grupo VIIA y de sus compuestos, las cuales permitirán deducir, por analogía, el

comportamiento de otras especies afines.

Page 66: Prácticas totales 2012b3.docx

65

Conceptos clave: Potenciales estándar de reducción, reacciones reversibles,

extracción con disolventes, sublimación.

Medidas de seguridad. Porta los guantes, el cubre bocas y los lentes de seguridad,

especialmente al manipular el cloro, el bromo, el yodo, el permanganato de potasio, el

ácido clorhídrico y el ácido sulfúrico, ya que son irritantes y muy corrosivos. El tetracloruro

de carbono es un líquido volátil y tóxico, por lo que deberá manipularse en la campana de

extracción.

PARTE EXPERIMENTAL

Material

Matraz kitazato Jeringa de plástico de 60 mL (o de 30 mL)

Embudo de separación Cápsula de porcelana

Probeta (50 mL) Frasco de vidrio (250 mL)

Tubos de ensayo Tubo de sulfhidrar

Pinzas para bureta Pedazo de tela de algodón coloreada

Pipeta Pasteur Soporte de hierro

Mechero Bunsen Manguera de caucho

Matraz erlenmeyer de 50 mL

Substancias utilizadas

Tetracloruro de carbono Clorato de sodio o de potasio

Permanganato de potasio Antimonio en polvo

Ácido clorhídrico concentrado Aluminio en polvo

Yoduro de potasio Yodo

Ácido sulfúrico concentrado Dulces tipo “gomitas”

Sodio Hidróxido de sodio al 10%

Desarrollo experimental

Page 67: Prácticas totales 2012b3.docx

66

I. Obtención de cloro

Realiza este experimento en la campana de extracción. Se preparará un sistema generador

de cloro para todos los equipos, los que deberán preparar todo lo necesario antes de

comenzar a generar cloro.

1. Agrega 10 g de permanganato de potasio a un matraz kitasato de 100 mL, provisto

de un tapón con un embudo de separación (ver dispositivo). Si se utiliza, en el

frasco lavador coloca 20 mL de ácido sulfúrico concentrado, para secar el gas.

2. Agrega 53 mL de ácido clorhídrico concentrado al embudo de separación. Luego,

adiciona lentamente el ácido al matraz.

3. Recoge el cloro producido en un frasco de 250 mL, por medio de una manguera

adaptada al tubo lateral de salida del matraz. En el extremo libre de la manguera

adapta un tubo de vidrio del mismo diámetro interno de la manguera, que se

introducirá en el recipiente para llenarlo de cloro. Tapa el recipiente con cloro,

mediante papel plástico (parafilm) y resérvalo para los siguientes experimentos. El

cloro es un gas amarillo y es más denso que el aire.

I a. Reactividad del cloro (Cl0)

Reacción con metales: Cloro con sodio.

1. Coloca un pequeño trozo de sodio metálico, proporcionado por el asesor, en un

matraz de 50 mL.

2. Llena el matraz con cloro con una jeringa provista de un tubo de caucho, en cuyo

extremo de adapta una pipeta Pasteur. Inmediatamente después, agrega una

pequeña gota de agua sobre el sodio (utiliza una pipeta Pasteur). Observa el

resultado y regístralo.

Esta reacción también puede llevarse a cabo introduciendo en el matraz que contiene cloro

un trozo de lámina de aluminio previamente calentado en el mechero.

Reacción con metaloides: Cloro con antimonio.

1. Llena un matraz de 50 mL con cloro. Tápalo para evitar el escape del gas.

2. Agrega rápidamente al tubo 20 mg de antimonio en polvo. Observa el resultado y

regístralo.

Page 68: Prácticas totales 2012b3.docx

67

Esta reacción también puede llevarse a cabo introduciendo en el matraz que contiene cloro

un trozo de silicio previamente calentado en el mechero.

Reacción con no metales: Cloro con yodo.

1. Coloca 20 mg de yodo en una pipeta Pasteur. Cuida que el polvo quede en la parte

amplia de la pipeta, cerca de la parte estrecha, pero sin obstruir la salida. Introduce

la pipeta en un tubo de ensayo, en posición vertical.

2. Agrega cloro gaseoso a la pipeta que contiene el yodo, por medio de una jeringa

provista de un tubo de caucho y una pipeta Pasteur. Observa los cambios que

ocurren en el yodo y anótalos.

Reacción:

I2 + Cl2 2 ICl (l)ICl (l) + Cl2 (g) ICl3 (s)

I b. Propiedades de oxidación-reducción del cloro (Clo)

Reducción de yodo por cloro.

1. Coloca 20 mg de yoduro de potasio en un tubo de ensayo y disuélvelos con 3 mL de

agua destilada. Agrega 1 mL de tetracloruro de carbono.

2. Llena una jeringa de plástico de 30 o 60 mL con cloro, coloca una pipeta Pasteur a

la salida de la misma, y burbujea el cloro en la solución tetracloruro. Observa los

cambios que ocurren y anótalos.

I c. Óxidos de cloro.

Obtención de hipoclorito y propiedades (NaClO; Cl+).

1. Coloca 3 mL de hidróxido de sodio al 10% en un tubo de ensayo.

2. Burbujea cloro en la solución alcalina durante un minuto.

3. Introduce un trozo de tela de algodón coloreada (un trozo de franela roja) o algunos

pétalos de una flor roja. Observa el resultado.

Propiedades oxidativas del clorato de sodio o de potasio (NaClO3; Cl5+).

Page 69: Prácticas totales 2012b3.docx

68

1. Introduce 0.5 g de clorato de sodio o de potasio en un tubo de ensayo. Sujeta el tubo

con una pinza para bureta en posición vertical.

2. Calienta la parte inferior del tubo hasta que funda completamente el clorato de

potasio.

3. Aparta la flama del mechero del tubo de ensayo e introduce rápidamente en el tubo

un trozo de dulce (gomita), de aproximadamente 0.5 cm de diámetro. Observa el

resultado y anótalo.

I d. Halogenuros (Cl-, Br- y I-).

Reacciones de precipitación con iones plata (Ag+).

1. Vierte um mililitro de agua en tres tubos de ensaye, respectivamente. Agrega un

pequeno cristal de cloruro de sódio en el primer tubo, uno de bromuro de potasio en

el segundo y otro de yoduro de potasio en el tercero.

2. Agrega cinco gotas de uma solución de nitrato de plata 0.1 M a cada uno de los

tubos. Observa y anota el resultado.

II. Obtención de yodo

1. En un tubo de sulfhidrar coloca una mezcla de 0.25 g de yoduro de potasio y 0.25 g

de dióxido de manganeso.

2. Coloca el tubo en posición vertical y agrega, poco a poco, 0.5 mL de ácido sulfúrico

concentrado.

3. Coloca el tubo en posición inclinada (30°), y caliéntalo suavemente. Enfría la parte

superior del tubo con hielo contenido en una bolsa de plástico.

4. Una vez que ya no sublima más sólido, suspende el calentamiento. Procura que

siempre haya hielo en la bolsa, durante todo el proceso de sublimación.

5. Deja enfriar el tubo y separa los cristales de yodo. Pésalo y calcula el rendimiento

de la reacción.

II a. Reactividad del yodo (I0)

Page 70: Prácticas totales 2012b3.docx

69

Reacción con metales: Con aluminio

1. Pesar por separado 1.2 g de yodo y 0.1 g de aluminio en polvo.

2. Coloca los reactivos en una cápsula de porcelana y mézclalos con una varilla de

vidrio.

3. Agrega tres gotas de agua a la mezcla. Observa el resultado y regístralo.

Disposición de residuos

Almacena en un recipiente de vidriola solución residual generada después de la

obtención de cloro.

Recuperar el sólido obtenido después de la reacción de cloro con antimonio y entregarlo

al asesor.

Coloca las pipetas Pasteur en una solución de tiosulfato de sodio.

Almacena la solución de yodo en cloroformo en su respectivo recipiente.

La solución alcalina obtenida después de decolorar los pétalos con hipoclorito deberá

ser neutralizada antes de verterse en la tarja.

El polvo resultante de la reacción de yodo con aluminio deberá ser entregado al asesor.

CUESTIONARIO

1. Obtención de cloro. Escribe la ecuación de la reacción de obtención de cloro.

2. Reactividad del cloro. Reacción con metales: Cloro con sodio (o Al). Escribe la ecuación

de la reacción.

3. Cloro con antimonio (o Si). Escribe la ecuación de la reacción

Page 71: Prácticas totales 2012b3.docx

70

4. Reacción con no metales: Reacción de cloro con yodo. Escribe la ecuación de la

reacción.

5. Reducción de yodo por cloro. Escribe la ecuación de la reacción. Anota el estado de

oxidación del cloro y del yodo, antes y después de la reacción. ¿Cuál elemento actúa como

oxidante?

6. Óxidos de cloro. Obtención de hipoclorito y propiedades. Escribe la ecuación de la

reacción de obtención de hipoclorito de sodio. ¿Qué aplicaciones tiene este compuesto?

7. Propiedades oxidativas del clorato de sodio (NaClO3). Escribe la ecuación de la reacción.

¿Qué aplicaciones tiene este compuesto?

8. Obtención de yodo. Escribe la ecuación de la reacción de obtención de yodo.

10. Reacción con metales: Con aluminio. Escribe la ecuación de la reacción.

¿Cuál elemento es más reactivo: el cloro o el bromo? Explica tu respuesta.

Los reactivos y las respuestas se tomarán como el cuestionario de la práctica.

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71

PRÁCTICA 9

Propiedades de algunos elementos representativos de los grupos I-VIIIB

Objetivo

Predecir y comparar el comportamiento químico de algunos elementos y compuestos de

elementos de transición, con base en la comprobación de sus propiedades.

Introducción

Se conoce como metales de transición o elementos de transición aquellos elementos

químicos que están situados en la parte central de la tabla periódica, en el bloque “d”, cuya

principal característica es la presencia del orbital d parcialmente lleno de electrones en su

configuración electrónica.

Casi todos los elementos son metales típicos, son sólidos (a excepción del mercurio)

y se caracterizan por tener elevada dureza, puntos de fusión y ebullición altos, buena

conductividad tanto del calor como de la electricidad. Muchas de las propiedades de los

metales de transición se deben a la capacidad de los electrones del orbital d de localizarse

dentro de la red metálica.

Los metales de transición exhiben una amplia gama de estados de oxidación,

pudiendo alcanzar una carga positiva tan alta como la de su grupo, e incluso en ocasiones

negativa (como en algunos complejos de coordinación). Por ejemplo, el manganeso tiene

dos electrones 4s y cinco 3d que pueden ser eliminados. La pérdida de todos estos

electrones lleva a un estado de oxidación +7. El osmio y el rutenio se encuentran

comúnmente solos en un estado de oxidación +8 muy estable, el cual es uno de los más

elevados para compuestos aislados.

Sus compuestos se caracterizan por ser fuertemente coloreados y paramagnéticos.

Debido a su estructura, los metales de transición forman muchos iones complejos y

compuestos de coordinación coloreados. Los colores pueden cambiar entre diferentes iones

Page 73: Prácticas totales 2012b3.docx

72

de un mismo elemento. Por ejemplo el MnO4− (Mn en el estado de oxidación 7+) es un

compuesto violeta, mientras que Mn2+ es rosado pálido. La coordinación por ligantes puede

determinar el color en un compuesto de transición debido a cambios en la energía de los

orbitales d.

Por otra parte, los potenciales estándar de reducción de los metales de transición

suelen ser menos negativos que los de los metales representativos, por lo que se pueden

obtener sin dificultad en estado elemental por reducción electrolítica.

Los metales de transición son ingredientes muy importantes de catalizadores

homogéneos y heterogéneos. Por ejemplo, el hierro es el catalizador utilizado en el proceso

de Haber y tanto el níquel como el platino son utilizados en procesos de hidrogenación de

alquenos. Estas aplicaciones son posibles, gracias a que estos metales son capaces de

reaccionar bajo numerosos estados de oxidación y como consecuencia de ello formar

nuevos compuestos proveyendo una ruta de reacción alternativa con una energía de

activación más baja.

En esta práctica, mediante ensayos sencillos como la simple observación, reactividad

en agua y en reactivos comunes, se estudiarán algunas propiedades de los elementos de

transición y de sus compuestos, las cuales permitirán deducir, por analogía, el

comportamiento de otras especies afines.

Conceptos clave: Conductividad eléctrica, oxidación, reducción, estado de oxidación

de iones, compuestos de coordinación, ligante, estabilidad de los compuestos de

coordinación.

Medidas de seguridad. Porta los guantes, el cubre bocas y los lentes de seguridad,

especialmente al manipular el permanganato de potasio, el tiocianato de sodio, el ácido

clorhídrico, el ácido nítrico y el hidróxido de amonio, ya que son irritantes y muy

corrosivos. El mercurio es un líquido volátil y tóxico, por lo que deberá manipularse con

guantes y en la campana de extracción.

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Material

Probeta (50 mL) Parrilla de calentamiento

Tubos de ensayo Agitadores

Vaso de precipitados (200 mL) Conductímetro

Pipeta de 5 mL Vidrio de reloj

Substancias utilizadas

Cobre, zinc, hierro, níquel, platino, plomo

y mercurio

Hidróxido de amonio 6 M

HCl 5 N y concentrado Cloruro férrico

HNO3 5 N y concentrado Tiocianato de sodio (o amonio)

Sales de cobre (II), zinc (II), hierro (II) y

(III), níquel (II), cobalto (II), cromo (III) y

(VI), manganeso (II) (IV) y (VII)

Nitrato de zinc 0.1 M, nitrato de plata 0.1

M y nitrato de plomo 0.1 M.

Dióxido de manganeso

Desarrollo experimental

I. Características físicas

Estado de agregación.

1. Solicita al asesor una muestra de los siguientes metales: cobre, zinc, hierro, níquel,

platino y mercurio. Colócalos en vidrios de reloj. Obsérvalos y reporta su aspecto y

estado físico.

2. Mide la conductividad eléctrica de cada una de los elementos. Reporta los

resultados.

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74

II. Propiedades químicas

Reactividad con ácidos: HCl y HNO3

1. Coloca, en tubos de ensayo separados, unos pocos gránulos de los siguientes

metales: cobre, zinc, hierro, níquel y platino.

2. A cada uno de los tubos, agrega 3 mL de HCl 5 N. Si no ocurre algún cambio,

calienta suavemente el tubo. Observa el resultado.

3. Repite los pasos 1 y 2, pero agregando ahora 3 mL de HCl concentrado. Si no

ocurre algún cambio, calienta suavemente el tubo. Observa el resultado.

4. Ahora, repite las pruebas anteriores (1-3) utilizando HNO3 5 N y concentrado, en

lugar de ácido clorhídrico.

Estados de oxidación.

1. Solicita al asesor sales de los siguientes metales: cloruro de cobre (II), nitrato de

zinc (II), sulfato de hierro (II) y nitrato de hierro (III), cloruro de níquel (II), cloruro

de cobalto (II), sulfato de cromo (III) y cromato de potasio (Cr6+), cloruro de

manganeso (II) y permanganato de potasio (Mn7+).

2. Pesa 25 mg de cada una de las sales, colócalos en tubos de ensayo y observa sus

características físicas.

3. Agrega 3 mL de agua destilada a cada uno de los tubos y observa si se disuelven las

sales, así como el color de la solución. Reserva las soluciones para experimentos

posteriores.

Propiedades de oxidación y reducción: Reducción electrolítica

1. Vierte, en un vaso de precipitados de 25 mL, 10 mL de las siguientes soluciones:

Nitrato de cobre 0.1 M, nitrato de plata 0.1 M y nitrato de níquel 0.1 M.

2. Introduce en cada una de las soluciones los electrodos de carbón del dispositivo que

se muestra en la figura.

3. Deja las soluciones en reposo y observa los electrodos después de 1, 2, y 5 minutos.

Observa el resultado y regístralo en la tabla correspondiente.

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75

III. Formación de compuestos de coordinación

Amoniaco como ligante.

1. Toma 1 mL de las soluciones de cloruro de cobre (II), cloruro de níquel (II), cloruro

de cromo (III), preparadas anteriormente. Viértelo en sus respectivos tubos de

ensaye.

2. Adiciona, gota a gota y con agitación, 3 mL hidróxido de amonio 6 M. Observa y

registra el resultado.

Intercambio de ligantes: Cl1- por H2O

1. Coloca 2 mL de la solución de cloruro de cobre (II) en un tubo de ensayo. Observa

el color de la solución.

2. Agrega 1 mL de HCl concentrado. Observa nuevamente la coloración de la

solución.

3. Diluye la solución con agua. Vuelve a observar.

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76

Reemplazo de ligantes: Agua por tiocianato.

1. Vierte 1 mL de nitrato férrico en un tubo de ensayo.

2. Agrega 1 mL de solución de tiocianato de sodio (o amonio) 0.1 M. Observa y anota

el resultado.

Disposición de residuos

Los metales remanentes de la sección de estados de agregación deberán ser entregados

al asesor.

Los metales sin reaccionar obtenidos en la sección “reactividad con ácidos”, deberán

recuperarse y entregarse al asesor. Las soluciones ácidas deberán almacenarse en

recipientes designados para tal efecto.

Almacena las soluciones residuales del apartado de “estados de oxidación”, como el

cloruro de cobre (II), nitrato de zinc (II), sulfato de hierro (II) y nitrato de hierro (III),

cloruro de níquel (II), cloruro de cobalto (II), sulfato de cromo (III) y cloruro de

manganeso (II) en el recipiente asignado. Las soluciones de cromato de potasio y de

permanganato de potasio deberán reducirse antes de incorporarlas al recipiente anterior.

Las soluciones de nitrato de cobre 0.1 M, nitrato de plomo 0.1 M y nitrato de zinc,

provenientes de la sección: Propiedades de oxidación y reducción, deberán

almacenarse en el recipiente asignado. La solución de nitrato de plata 0.1 M se guardará

en un recipiente aparte.

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Las soluciones de las secciones “Amoniaco como ligante” e “Intercambio de ligantes”

y Reemplazo de ligantes, deberán almacenarse en el recipiente en el que se guardaron

las de estados de oxidación.

DATOS Y CUESTIONARIO

Características físicas. Estado de agregación.

Elemento Aspecto físico Conductividad

1. Resume las características físicas de los elementos ensayados.

Propiedades químicas.

Reactividad con ácidos: HCl y HNO3.

Cu + HNO3

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78

Cu + HCl

2. Completa la tabla con las ecuaciones de las reacciones de los elementos con los

ácidos. Indica cuando ocurre o no la reacción.

Estados de oxidación. Completa la siguiente tabla:

Compuesto

(color del sólido)

Estado de oxidación del

metal (color en solución)

Solubilidad en agua

3. ¿A que se debe el color de las soluciones de los cationes de los elementos de

transición?

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79

Propiedades de oxidación y reducción: Reducción electrolítica

Completa la siguiente tabla, anotando tus observaciones.

Nitrato de cobre

0.1 M

Nitrato de plata

0.1 M

Nitrato de níquel

0.1 M

4. Escribe los potenciales estándar de reducción de los cationes de los elementos

ensayados.

Reacción de reducción del catión Potencial estándar de reducción del catión

Cu2+ + 2e Cu0

Ag+ + 2e Ag0

Ni2+ + 2e Ni0

5. ¿Qué relación existe entre los potenciales estándar de reducción de los elementos

que intervienen en aquellas reacciones donde ocurrió la reducción de los metales?

6. ¿Sería posible reducir el ión Al3+ bajo estas condiciones?

Formación de compuestos de coordinación. Amoniaco como ligante.

Ecuación de la reacción

Cobre (II) Cu2+ + ___NH3

Níquel (II)

Cromo (III)

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7. Escribe las ecuaciones de las reacciones que ocurren entre los cationes de los

metales y el amoniaco. Anota el color de los complejos que se forman.

Intercambio de ligantes: Cl1- por H2O. Cobre.

8. Escribe la ecuación de la reacción, así como el color de los compuestos de

coordinación que se forman.

Reemplazo de ligantes (Fe3+). Agua por tiocianato.

9. Escribe la ecuación de la reacción, así como el color de los compuestos de

coordinación que se forman.

10. Tomando como referencia los resultados anteriores, describe las características más

importantes de los elementos del grupo “d”.

CUESTIONARIO

En esta sección, incluye las ecuaciones y las respuestas a las preguntas planteadas en el

apartado anterior. Usa numeración consecutiva para las preguntas.

Los reactivos y las respuestas se tomarán como el cuestionario de la práctica.

Page 82: Prácticas totales 2012b3.docx

81

BIBLIOGRAFÍA

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13. Rayner-Canham, G. and Overton, T., Descriptive Inorganic Chemistry, USA, W.H. Freeman and Company, third edition, 2003

14. Sanderson, R.T., Simple Inorganic Substances, USA, Robert F. Krieger Pu., 1989.

15. Swaddle, T.W., Inorganic Chemistry. An Industrial and Environmental Perspective, USA, Academic Press, 1997.

16. Revista Educación Química, Facultad de Química UNAM.

17. Journal of Chemical Education.

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APÉNDICE

1. Lineamiento de las prácticas de síntesis de compuestos inorgánicos.

Dentro del periodo de 15 días antes de la sesión correspondiente, cada uno de los

equipos de trabajo seleccionará la síntesis de un compuesto inorgánico de su interés.

Al menos dos días antes de la realización de la práctica, los alumnos deberán presentar al

asesor el siguiente material:

1. El procedimiento de la práctica, así como los reactivos que se van a utilizar.

2. La ecuación de la reacción que ocurre el la síntesis.

3. Los cálculos estequiométricos de la reacción, tomando como base las cantidades de

reactivos que se mencionan en el procedimiento. Definir el reactivo limitante, así

como el rendimiento teórico de la reacción.

4. Los datos de solubilidad del compuesto a diferentes temperaturas, si el compuesto

será aislado por cristalización.

5. Una o más pruebas de identificación del producto.

Contenido del reporte

El reporte de la práctica deberá contener los siguientes apartados:

Nombre y número de la práctica.

Introducción. Mencionar la importancia del compuesto que se sintetizará.

Reactivos. Reportados en el formato establecido.

Procedimiento. Por escrito.

Resultados y discusión. Incluir los cálculos, las observaciones y el rendimiento práctico.

Conclusiones.

Bibliografía.

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2. Medidas de seguridad en el laboratorio

Toxicidad de los compuestos químicos

Antes que todo se debe reconocer que todos los productos químicos son

tóxicos, en mayor o menor grado. Los compuestos tóxicos se pueden clasificar en

dos categorías: agudamente tóxicos y crónicamente tóxicos. Los primeros se

caracterizan por causar daño inmediatamente después de haberse expuesto a ellos.

Los segundos, por su parte, ejercen un efecto tóxico notable solamente después de

repetidas exposiciones a ellos. Es importante resaltar que la mayoría de los

compuestos orgánicos exhiben efectos tóxicos agudos y crónicos, según sea la dosis.

Los compuestos químicos tóxicos, a su vez, pueden ser clasificados, de

acuerdo con los efectos que producen, como: carcinogénicos, mutagénicos y

teratogénicos. Una manera burda de evaluar la toxicidad de un compuesto químico

es mediante la determinación de sus efectos en animales. Aquí es importante

considerar el valor LD50 (dosis letal 50) del compuesto, que significa la cantidad que

ingerida, inyectada o aplicada sobre la piel, en una sola dosis, causa la muerte del

50% de los animales sometidos a la prueba. Por otra parte, tratándose de compuestos

químicos presentes en el aire y en el agua, se utiliza el indicador LC50

(concentración letal 50), definida como la concentración del compuesto químico en

el aire o en el agua, que es necesaria para matar el 50 % de los animales sometidos a

la prueba.

En el laboratorio frecuente e inevitablemente se generan vapores de

compuestos químicos, especialmente de disolventes, que si no se controlan, pueden

causar intoxicaciones crónicas o agudas, si el nivel de concentración en el aire

excede cierto límite. Entre otros índices, el P.E.I. (límite de exposición permisible)

se utiliza para indicar la concentración promedio máxima permitida, para un

trabajador que se expone al compuesto durante ocho horas al día. Esta índice se

expresa en partes por millón (ppm), en volumen. Es importante señalar que los

compuestos catalogados como muy tóxicos exhiben valores P.E.I. entre 1-2 ppm.

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Como medida de seguridad para quienes manejan productos químicos, la

organización norteamericana “Nacional Fire Protection Association” (Asociación

Nacional para la Protección contra el Fuego), introdujo una etiqueta en los

recipientes de reactivos químicos, para indicar el peligro o riesgo que entrañan

dichos compuestos. La información se encuentra cifrada en un dibujo en forma de

diamante dividido en cuatro partes. La información relativa a la salud se encuentra

en el diamante ubicado a la izquierda y en color azul; la correspondiente al fuego, en

el diamante superior, en color rojo; la correspondiente a inestabilidad, en el

diamante ubicado a la derecha, en color amarillo; finalmente, en el diamante

ubicado en la parte inferior, en color blanco, se muestra información especial, como

la reactividad con agua y el poder de oxidación. Cada diamante tiene impreso un

número del 0 al 4, que indica el grado de riesgo químico en cada una de las

categorías. El peligro para la salud descrito en este tipo de etiquetas se refiere a la

toxicidad aguda, más que a los efectos crónicos. A continuación, se muestra un

ejemplo de este tipo de etiquetas.

El observar cuidadosamente estas etiquetas, así como el etiquetar

adecuadamente los recipientes de los reactivos en el laboratorio, es una sabia

medida de seguridad y de buena costumbre.

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Reglas de seguridad en el laboratorio

A continuación se presentan las reglas de seguridad más importantes que se deben

observar para evitar accidentes en el laboratorio. Es importante resaltar, que prácticamente

todos las sustancias químicas que se utilizan en las prácticas de laboratorio son tóxicas, en

mayor o menor grado. Por lo tanto, debe evitarse a toda costa, que puedan ser introducidas

en nuestro organismo por las ventanas naturales de nuestro cuerpo, como la boca, la piel,

la nariz y los ojos. Por este motivo, se recomienda tener siempre presente y poner en

práctica las siguientes medidas de seguridad.

Sobre el vestido y equipo de seguridad

Usar bata de algodón, ya que de otro material arde con facilidad.

Usar mascarilla para trabajar con sustancias tóxicas, volátiles o polvorientas, para

evitar intoxicaciones por inhalación.

Usar gafas, o caretas para proteger cara y ojos.

Usar guantes de asbesto al manejar sustancias calientes para protegerse de

quemaduras.

Usar zapatos antiderrapantes.

Trabajar con el pelo recogido.

Para evitar que las sustancias químicas penetren en nuestro organismo

No ingerir alimentos y bebidas para evitar envenenamientos por ingestión.

No utilizar el material del laboratorio para preparar alimentos porque pueden

ocurrir envenenamiento.

No ingerir reactivos.

No fumar.

Evitar tocarse los ojos y la cara cuando se esté trabajando con sustancias químicas.

No aspirar directamente en las pipetas. Usar la perilla de seguridad.

Lavar bien las manos después del término de la práctica.

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Para evitar los incendios

Las sustancias volátiles e inflamables deben calentarse a baño María.

Trabajar con sustancias volátiles lejos del fuego.

No calentar líquidos en sistemas cerrados, ya que puede ocurrir una explosión.

No colocar objetos calientes sobre superficies combustibles, para evitar incendios.

Revisar continuamente el extintor y el material del botiquín.

Conocer el lugar donde está localizado el equipo de seguridad.

Para evitar el contacto con los reactivos químicos

Los reactivos sólidos deben tomarse con ayuda de una espátula.

Vaciar los reactivos líquidos con ayuda de un agitador para evitar escurrimientos en

frascos.

Etiquetar los reactivos preparados en el laboratorio, indicando el nombre del

reactivo y la fecha de preparación.

No usar reactivos sin etiqueta.

Sobre la disposición de los residuos

Lavar el material utilizado en cada sesión de laboratorio, toda vez finalizada la

práctica.

Asignar un sitio exclusivo para la basura y desechos sólidos.

Almacenar los desechos líquidos en frascos para evitar la contaminación del

ambiente.

Verter sustancias ácidas o básicas en la tarja, previa neutralización.

Sobre el comportamiento en el laboratorio

No jugar, ya que pueden provocar accidentes.

Evitar mezclar reactivos por simple curiosidad.

EI área de trabajo debe estar limpia y organizada.

Limpiar inmediatamente algún derrame sobre el piso o la mesa.

Trabajar en el laboratorio cuando se esté fatigado puede ser peligroso.

3. Criterios de evaluación e instrucciones generales para el desarrollo del trabajo experimental

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La guía para la realización de cada práctica se proporcionará con anticipación, ya que al inicio de cada sesión se hará una revisión de los fundamentos teóricos, del desarrollo experimental y el manejo de reactivos y residuos antes de iniciar el trabajo, y será presentado por cada uno de los equipos previamente seleccionados.

El reporte de la práctica se entregará a la semana siguiente de terminada la misma, cuidando la presentación del mismo. La demora en la entrega del reporte se penalizará con 0.5 puntos por día de retraso.

Las sesiones iniciarán puntualmente con una tolerancia máxima para la incorporación de alumnos de 15 minutos. Es obligatorio el uso de bata, lentes de seguridad y cubre bocas durante el desarrollo del trabajo experimental. El uso de guantes se indicará cuando sea necesario.

Deberán tener una bitácora para anotar en cada práctica, observaciones, comentarios, esquemas de los sistemas utilizados, material, reactivos, metodología, dudas y todo aquello que sea necesario para realizar el reporte, (que haga las veces de memoria del experimento) la cuál será revisada y firmada por el profesor al finalizar cada sesión.

Criterios de evolución.La evaluación del curso se basará en los siguientes criterios:Organización y desarrollo de los reportes: 60 %Entrega oportuna del reporte: 10 %Bitácora: 15%Evaluaciones: 15 %

Contenido del reporte: Hoja de presentación (incluye: nombre y número de la práctica, nombres del

alumno y del profesor, fechas de elaboración y de entrega. Objetivo (s). Fundamentos teóricos. Sustancias utilizadas (nombres y fórmulas). Desarrollo experimental (en forma de diagrama de bloques). Resultados y su discusión. Conclusiones. Cuestionario (en su caso) Bibliografía.

Responsable. Dr. César A. Contreras Soto