QUÍMICA 5º

MATERIAL DE APOYO

DEL CURSO PRÁCTICO.

DIVERSIFICACIÓN: BIOLÓGICA – CIENTÍFICA.

Liceo Nº 15 – IBIRAY.

Profesora: Roxana Morey.

AÑO: 2014.

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PRÁCTICO N°1: A) NORMAS DE SEGURIDAD Y DE TRABAJO EN EL LABORATORIO.

Al trabajar en un laboratorio existe la posibilidad de que ocurra un accidente, debido a que se usan sustancias e instrumentos y se puede cometer algún error al utilizarlos en un experimento. Por esta razón, deben tenerse presente una serie de reglas o consejos que disminuyen y en algunos casos logran evitar los accidentes: 1. PRECAUCIÓN: Para trabajar en el laboratorio quitarse la campera, bufanda, guantes. Si usa el

cabello largo recogerlo adecuadamente para evitar accidentes (ejemplo con la llama del mechero). 2. ESTUDIAR CADA ACTIVIDAD EXPERIMENTAL ANTES DE ASISTIR AL PRÁCTICO: Estudiar la práctica

de modo de poder ejecutarla con la máxima seguridad. Antes de iniciar cualquier operación, se deben conocer las principales características de las sustancias y del equipo que va a utilizar. Antes de comenzar a trabajar verifique que cuenta con todo el material necesario para realizar el práctico. En caso de duda, preguntar e investigar.

3. NUNCA FUMAR, COMER O BEBER EN EL LABORATORIO. 4. HIGIENE: No se deben llevar las manos a la boca o a los ojos después de manipular sustancias,

deben lavarse las manos.

5. LUGAR DE TRABAJO: La mesa de trabajo debe mantenerse siempre limpia, ordenada, y libre de otros materiales ajenos al práctico a realizar. Se debe avisar al profesor o al ayudante preparador si cualquier sustancia se derrama y limpiarla. Los frascos que contengan los reactivos a emplear en la práctica deben mantenerse tapados mientras no se usan, y sobre el estante o recipiente correspondiente. Cuando destape los frascos no coloque la parte interna de los tapones de vidrio o plástico sobre la mesa.

6. COMUNICAR LOS ACCIDENTES: Cualquier accidente debe ser comunicado de inmediato al docente.

7. TAPONES Y NEXOS DE GOMA EN MATERIAL QUEBRADIZO: No forzar dentro o fuera los nexos de

goma de los tubos de vidrio, o de cualquier otro material que se pueda quebrar.

8. NUNCA CALENTAR SISTEMAS CERRADOS.

9. SUSTANCIAS: En caso de derrame de sustancias: 1º- interrumpir el trabajo; 2º- avisar al docente; 3º- solicitar o efectuar la limpieza inmediatamente; 4º- verificar y corregir la causa del problema. No tocar ninguna sustancia con las manos, ni las pruebe ni las huela.

10. MANIPULACIÓN DE PRODUCTOS QUÍMICOS: Leer atentamente la etiqueta de cada sustancia

antes de utilizarla, verificando así si es la realmente deseada. Tener cuidado durante la manipulación de sustancias químicas peligrosas utilizando métodos que reduzcan el riesgo de inhalación, ingestión y el contacto con la piel, los ojos y la ropa.

11. MATERIAL DE VIDRIO: No colocar material de vidrio caliente en superficies frías o mojadas, o vidrio

frío en superficies calientes. Ellos se pueden quebrar con la variación brusca de temperatura. A pesar de que el vidrio de Boro-Silicato soporta temperaturas altas, hay que trabajar con cuidado. Los recipientes calientes de vidrio deben tomarse con un paño o con pinzas, ¡Cuidado! el vidrio caliente tiene el mismo aspecto que cuando está frío.

12. CALENTAMIENTO DE TUBOS DE ENSAYO: No mirar al interior del tubo de ensayo durante su

calentamiento, ni apuntar durante el calentamiento la boca del tubo hacia otro compañero. El tubo de ensayo caliente debe dejarse enfriar en una gradilla. Cuando caliente una sustancia en un tubo de ensayo, tenga las siguientes precauciones: a) la pinza de madera debe colocarse a 2 cm del extremo superior del tubo, b) el tubo debe contener como máximo líquido hasta 1/3 de su

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volumen, c) se lo debe calentar inclinado agitándolo y flambeándolo.

13. MECHEROS BUNSEN: Abrir totalmente la llave de entrada de gas al mechero, y con la virola regular la entrada de aire hasta obtener una llama calorífica, que no deje residuos de carbón. El calentamiento uniforme es un factor importante para algunas reacciones químicas. Apagar siempre el mechero una vez terminada la práctica.

14. LIMPIEZA DEL MATERIAL: Todo el material que se utiliza debe ser limpiado al finalizar la práctica, a

fin de evitar contaminaciones y/o reacciones no deseadas en posteriores experimentos.

B) SÍMBOLOS DE PELIGROSIDAD Y SU SIGNIFICADO. A nivel mundial existe un organismo dependiente de la ONU, conocido como Sistema Globalmente Armonizado de las Naciones Unidas (SGA) que establece (Reglamento CE 1272/2008) la clasificación y etiquetado de productos químicos abarcando peligros a la salud, peligros físicos y ambientales. Para señalar el peligro de las sustancias o mezclas se usan etiquetas con pictogramas que van acompañados de palabras de advertencia (atención, peligro), con indicaciones de riesgos o peligros y medidas preventivas a modo de frases de seguridad o consejos de prudencia.

Pictograma: Es un diagrama que utiliza imágenes o símbolos para mostrar datos para una rápida comprensión.

Los pictogramas usados en química presentan información de los peligros asociados a una sustancia. En la actualidad los pictogramas de peligro tienen un símbolo negro sobre un fondo blanco, con un marco rojo (antes eran de color naranja), con forma de cuadrado apoyado en un vértice. La utilización de los pictogramas dependerá de los peligros que puedan provocar las sustancias químicas, distinguiendo entre peligros físicos, para la salud o para el medio ambiente.

Las etiquetas de los reactivos químicos en la actualidad constan de:

Pictogramas de peligro.

Indicaciones de peligro (frases H).

Consejos de prudencia (frase P).

Palabras de advertencia: Atención (asociada a categorías menos graves) o Peligro (asociada a las categorías más graves)

Clase y categoría de peligro: La clase define la naturaleza del peligro (tóxico, corrosivo, explosivo, inflamable, nocivo, toxicidad aguda, etc) y la categoría define la gravedad del peligro (se indica con nº del 1 al 7, menor nº, mayor peligro).

1) PICTOGRAMA.

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2) FRASES H. Estas frases nos dan información sobre el peligro de las sustancias. Por ejemplo:

a) Peligros físicos.

H220: Gases inflamables, categoría 1. Gas extremadamente inflamable.

H223: Aerosoles, inflamables, categoría 2. Aerosol inflamable.

H226: Líquidos inflamables, categoría 3. Líquidos y vapores inflamables.

H228: Sólidos inflamables, categorías 1 y 2. Sólido inflamable.

b) Peligro para el medio ambiente.

H400: Peligroso para el medio ambiente acuático-Peligro agudo, categoría 1. Muy tóxico para los organismos acuáticos.

H410: Peligroso para el medio ambiente acuático-Peligro crónico, categoría 1. Muy tóxico para los organismos acuáticos, con efectos nocivos duraderos.

c) Peligro para la salud humana.

H300: Toxicidad aguda (oral), categorías 1 y 2. Mortal en caso de ingestión.

H301: Toxicidad aguda (oral), categoría 3. Tóxico en caso de ingestión.

H310: Toxicidad aguda (cutánea) categorías 1 y 2. Mortal en contacto con la piel.

H311: Toxicidad aguda (cutánea), categoría 3. Tóxico en contacto con la piel.

H302: Toxicidad agua (oral), categoría 4. Nocivo en caso de ingestión.

H312: Toxicidad aguda (cutánea), categoría 4. Nocivo en contacto con la piel.

3) FRASES P. Las frases P informan sobre consejo o prudencia sobre la sustancia. Por ejemplo:

P102: Mantener fuera del alcance de los niños.

P210: Mantener alejado de fuentes de calor, chispas, llama abierta o superficies calientes-No fumar.

P232: Proteger de la humedad.

P233: Mantener el recipiente herméticamente cerrado.

P251: Recipiente a presión: no perforar, ni quemar, aun después del uso.

P402: Almacenar en un lugar seco.

C) CONFECCIÓN DE UN INFORME DE LABORATORIO.

El informe de laboratorio debe constar de:

1. Título: El encabezamiento de un informe debe ser el título de la experiencia.

2. Fundamento teórico: El fundamento o marco teórico hace referencia a los conceptos relacionados directamente con el experimento. Debe hacerse con apoyo de material bibliográfico.

3. Objetivos: Los objetivos deben especificar de manera clara lo que se pretende estudiar,

evidenciar o demostrar y los conocimientos que se pretenden adquirir. Se comienza a escribir el objetivo con un verbo en infinitivo. (Ejemplo: investigar, analizar, comprobar).

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4. Materiales y sustancias: Se deben listar los materiales y sustancias con los que se va a trabajar. De ser necesario se deben incluir esquemas de los instrumentos o dispositivos que se van a usar.

5. Procedimiento o técnica: Se enuncia cada paso llevado a cabo en el experimento, en el

mismo orden de su ejecución y de una forma clara,

6. Registro de observaciones y datos: Consiste en registrar toda la información que surja de la experiencia, organizados en cuadros de datos (en ellos se anotan las observaciones, ejemplo color, si hay desprendimiento de gases, etc) o tablas de valores (en ellas se anotan los datos que implican medidas: cantidad-unidad).

7. Cálculos: En aquellas experiencias que sean cuantitativas los cálculos realizados y los

resultados obtenidos deben ser presentados en forma clara y ordenada.

8. Análisis: Cualquier relación que pueda existir entre las variables medidas, debe mostrarse en una gráfica.

9. Conclusiones: Debe presentarse un análisis completo de las relaciones entre las variables,

las comparaciones entre los resultados experimentales y los conceptos teóricos, y el desarrollo del experimento, como también las posibles causas de error.

Resumiendo: Es a lo que se llega luego del práctico, es decir de la experiencia. Es el saber Comprobado.

10. Bibliografía: Siempre que se elabora un práctico se recurre a material bibliográfico, el cual

debe ser citado de la siguiente forma:

a. Libros: Nombre del autor, nombre del libro, editorial, edición, año, país. A veces se estila también citar las páginas. Ejemplo:

Lahore Alberto, “Química de 5º”, Ed. Monteverde, ed. 3º, año 1999, Uruguay. (p.45) b. Páginas web: Se estila escribir la página tal cual aparece en el sitio web. Si es una

página wiki se debe poner la fecha de consulta. Ejemplo: http://www.uruguayeduca.edu.uy/UserFiles/P0001/File/Radiactividad_ambiental.pdf

ALGUNAS RECOMENDACIONES:

Los informes deben escribirse en tercera persona del singular y en tiempo presente. Deben tener la claridad suficiente para que una persona con algún conocimiento del

tema, pero completamente ajena a los trabajos realizados, pueda entenderlos. Las ideas deben ser claras y coherentes unas con otras. Las tablas de valores o cuadros de datos, figuras, dibujos, graficas o imágenes deben

numerarse y tener un título que indique claramente la que se muestra en ellas. Deben ir en la parte superior de ésta, mientras que los de una figura deben ir en la parte inferior de ella. El término figura (y no gráfica) incluye dibujos, fotos e imágenes.

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PRÁCTICO N°2: Detección de radiaciones (variación de distancia y de placas): Contador Geiger

FUNDAMENTO TEÓRICO: Nuestros sentidos no nos permiten percibir las emisiones

radiactivas. Por ello, desde el propio descubrimiento de la radiactividad, se debió recurrir a algún tipo de dispositivo detector. Hoy existen distintos tipos de detectores que pueden seleccionarse según la energía y el tipo de radiación que se desea medir. Entendemos por detector al componente que sólo detecta la radiación. Éste puede estar acompañado de un dispositivo que cuenta las radiaciones recibidas por el detector en una unidad de tiempo determinada al que llamamos contador. Uno de los sistemas detectores/contadores más antiguo, simple y económico es el de Geiger y Müller, más conocido como “contador Geiger”.

CONTADOR GEIGER.

b) Funcionamiento:

Este aparato pertenece al grupo de los llamados “detectores de ionización por campo eléctrico aplicado”. Este detector consiste en un cilindro metálico por uno de cuyos extremos (ventana terminal) penetra la radiación. El cilindro metálico actúa como cátodo y posee un filamento central coaxial que cumple la función de ánodo. El material de la ventana determina el tipo de radiación que se podrá detectar. Por ejemplo, cualquier ventana va a absorber gran parte de las partículas α; si la ventana es de mica, será fácilmente atravesada por las partículas β; si es de aluminio, sólo la atravesarán las β de alta energía y las γ. Dentro del cilindro existe un vacío parcial debido al agregado de un gas noble, generalmente Ar o Ne. Cuando una emisión radiactiva atraviesa la ventana, puede incidir sobre un átomo de gas noble ionizándolo. En este proceso (ionización primaria) se genera un par ión-electrón, un par de portadores de carga: Ar (g) + partícula o radiación → Ar+

(g) + e-

c) Limitaciones:

No identifica el tipo de emisión radiactiva incidente.

Es muy poco eficiente en la detección de las partículas α y de la radiación γ, que atraviesa el detector. Sólo tiene alta eficiencia para la detección de partículas β.

Material extraído de Uruguay Educa-Portal educativo del Uruguay: http://www.uruguayeduca.edu.uy/UserFiles/P0001/File/Geiger_fund.pd.

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1. OBJETIVOS.

a. Utilizar el contador Geiger para detectar la radiación de fondo (efecto cero) b. Medir y comparar la radiación de una muestra radiactiva variando la distancia y

utilizando blindajes.

2. MATERIALES Y SUSTANCIAS. Contador Geiger. Blindajes o placas de diferentes materiales (aluminio, plomo).

Cronómetro. Muestras radiactivas.

3. PROCEDIMIENTO.

PARTE A: DETERMINACIÓN DE LA RADIACIÓN NATURAL DEL AMBIENTE: EFECTO CERO.

a. Armar el dispositivo del contador Geiger colocando la perilla en la posición GM manual. b. Para comenzar, quitar la tapa protectora del detector y llevar la lectura a 0 mediante el

botón RESET. Apretar START y registrar el tiempo (1 min hasta 5 min). Escuchar la señal sonora que acompaña cada emisión detectada.

c. Anotar el número de impulsos o conteo por unidad de tiempo. (Tabla 1) PARTE B: DETERMINACIÓN DE LA RADIACIÓN DE UNA MUESTRA RADIACTIVA.

a. Colocar el contador en 0 b. Ajustar la muestra radiactiva a estudiar (mantilla de torio) a determinada distancia del

contador (distancia 1) c. Encender el contador y medir el número de impulsos durante 1, 2 y hasta 5 minutos. d. Anotar el número de impulsos por unidad de tiempo. (Tabla 1) e. Repetir el procedimiento variando la distancia (distancia 2).

PARTE C: COMPARACIÓN DE ACTIVIDADES CON Y SIN BLINDAJE.

a. Repetir el procedimiento anterior pero manteniendo la distancia constante (por ejemplo distancia 1) interponiendo placas de diferentes materiales (blindajes de aluminio, plomo). (Tabla 2)

b. Determinar nuevamente el efecto cero usando los mismos tiempos de medida. (Tabla 3) 4. REGISTRO DE OBSERVACIONES Y TABLA DE VALORES:

Tabla 1. Efecto 0 inicial - Nº de impulsos/min - distancia.

t(min) Nº impulsos (efecto 0 inicial)

Nº impulsos 1 d1= ………cm

i1 -ef. 0 Nº impulsos 2 d2= ………cm

i2 -ef.0

1

2

3

4

5

∑

Prom.

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Tabla 2. Nº de impulsos /min - blindajes

Tabla 3. Efecto 0 final.

5. RESPONDER Y SACAR CONCLUSIONES: 1. Definir: radiactividad, alcance, actividad radiactiva.

2. ¿A qué llamamos radiación de fondo o efecto cero? ¿Cuáles son sus principales fuentes naturales y artificiales?

3. ¿Por qué debemos determinar el valor del efecto cero cada vez que estudiamos las emisiones de una fuente radiactiva cualquiera?

4. La fuente radiactiva utilizada posee -entre otros- el elemento Torio. ¿Cuáles son los isótopos naturales de dicho elemento?

5. ¿A qué nucleídos atribuye la mayor parte de las emisiones detectadas por el Geiger? 6. Calcular las variaciones de impulsos por intervalo de tiempo para cada una de las

situaciones estudiadas en la tabla 1 y completar las siguiente tabla de datos:

∆ impulsos efecto 0 / min ∆ impulsos muestra 1 / min ∆ impulsos muestra d2/ min

ef2 – ef1=

ef3 – ef2=

7. ¿Cómo incide la distancia y las distintas placas con el número de impulsos?

8. La desintegración de una muestra radiactiva ¿es un proceso aleatorio? Justificar,

t (min) Nº de impulsos (muestra-Al)

Nº de impulsos (muestra-Pb)

Nº de impulsos (muestra-Al) – ef. 0

Nº de impulsos (muestra-Pb) – ef. 0

1

2

3

4

5

∑

Prom.

t(min) Nº impulsos (efecto 0 final)

1

2

3

4

5

∑

Prom.

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PRÁCTICO N°3: Detección de radiaciones en una muestra antes y después de una reacción química: Contador Geiger.

FUNDAMENTO TEÓRICO:

Reacción Química: Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias llamadas reactivos, por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos, pero no modifican los elementos. Los átomos en una reacción química se reacomodan mediante el rompimiento y formación de enlaces químicos, y solo están implicados los electrones de valencia. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro (II) producida al reaccionar el di-oxígeno del aire con el hierro de forma natural se convierte en óxido de magnesio:

2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s)

Reacción Nuclear: Una reacción nuclear es una reacción en la que se alterna la configuración electrónica y el núcleo de los átomos, es decir pueden estar involucrados los protones,

neutrones y electrones. Por eso las sustancias y los elementos son diferentes y después de la reacción aparecen átomos que no estaban presentes en las sustancias originales. Por lo tanto los elementos(o isótopos de los mismos elementos) se convierten de uno en otro. Por ejemplo: 230 226 4 Th → Ra + α

90 88 2

1) OBJETIVO: Comparar la radiación de una muestra antes y después de una reacción

química.

2) MATERIALES Y SUSTANCIAS: Contadtor Geiger, mantilla de torio antes.

3) PROCEDIMIENTO:

a) Colocar el contador en 0

b) Ajustar la muestra a estudiar (mantilla de torio sin quemar) a determinada

distancia del contador.

c) Encender el contador y medir el número de impulsos durante 1, 2, 3 min.

d) Repetir el procedimiento pero con la mantilla de torio quemada.

e) Registrar las mediciones en una tabla.

4) REGISTRO DE OBSERVACIONES Y TABLA DE DATOS:

t(min) Nº impulsos mantilla sin

quemar.

Nº impulsos mantilla

quemada.

1

2

3

5) RESPONDER Y SACAR CONCLUSIONES:

1. ¿Qué características tienen las reacciones nucleares? ¿Y las reacciones químicas?

2. En una reacción química, ¿qué zona del átomo participa?

3. Los elementos que son la parte formadora de la mantilla, ¿son los mismos después

de que ésta fue quemada? Justificar.

4. En una reacción nuclear, ¿los elementos se conservan? Justificar.

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PRÁCTICO N°4: ESPECTROSCOPÍA.

FUNDAMENTO: Cuando la luz pasa de un medio a otro (por ejemplo del aire al agua) la luz se desvía de su dirección original. Este fenómeno se llama refacción de la luz. Si un haz de luz atraviesa un prisma se produce una dispersión de la luz conocido como Espectro, es decir, la distribución ordenada por longitudes de onda de todas las que componían el haz de luz original. La descomposición de la luz en sus componentes, puede lograrse también haciéndola pasar a través de un do miles material transparente en el que se han rayado miles de líneas paralelas, muy cercanas entre sí, el fenómeno se llama difracción y el dispositivo causante, red o rejilla de difracción. Se conoce habitualmente con el nombre de Espectro Electromagnético, al resultado de la dispersión de la luz compuesta por radiaciones de todas las longitudes de onda. Una onda electromagnética es el resultado de perturbaciones de campos eléctricos y magnéticos en el espacio. La misma se caracteriza por su longitud de onda y frecuencia de radiación. La longitud de onda (ƛ) es la distancia entre dos puntos similares entre dos ondas sucesivas y esto depende de las propiedades vibratorias del átomo que la genera. La frecuencia de radiación (Ƴ) es el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo y depende de la frecuencia de oscilación del sistema vibratorio que genera la radiación.

TIPOS DE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA.

Si obsevamos el esquema, nos damos cuenta que la luz visible es una pequeña porción del espectro electromagnético, el corresponde al inatervalo de longitudes de onda desde 400nm (violeta) a 700nm (rojo).

ESPECTROSCOPIO. El espectroscopio es un instrumento construido para dispersar la luz proveniente de una fuente luminosa determinada. Este está compuesto:

fuente analizar rendija lente prisma lente de enfoque detector

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TIPOS DE ESPECTROS.

a. Espectro continuo es aquel que presenta toda la gama de longitudes de onda existentes entre un máximo y un mínimo.

b. Espectro discontinuo es aquel en el aparecen sólo algunas longitudes de onda, por lo que se observan líneas o bandas iluminadas, separadas entre sí por zonas oscuras. Estas zonas oscuras corresponden a las longitudes de onda de las radiaciones que la fuente no tiene.

c. Espectro de emisión resulta de dispersar la luz emitida por una fuente determinada. Espectro de emisión continua se obtiene como resultado de dispersar la luz emitida

por un sólido o líquido caliente. Espectro de emisión discontinuo (de líneas o bandas) es el resultado de la

dispersión de la luz emitida por la luz caliente de un gas que es excitado por una descarga eléctrica.

Un espectro de líneas es producido por los átomos libres de gas caliente y se conoce como ESPECTRO ATÓMICO. Cada elemento tiene su espectro atómico que le es característico. Si el espectro es de bandas corresponde a moléculas gaseosas formadas por dos o más átomos diferentes. Los espectros atómicos permiten tener información sobre la estructura periférica de los átomos, que permitieron a Bohr plantear su teoría atómica, que la estudió satisfactoriamente para el de átomo hidrógeno.

d. Espectro de absorción se obtiene al hacer pasar una radiación continua a través de una sustancia, la cual absorbe algunas radiaciones- longitudes de onda (que corresponden a las líneas o bandas oscuras), dispersándose las restantes.

1. OBJETIVOS:

a. Observar espectros diferentes y clasificarlos (se complementará el trabajo con láminas). b. Diferenciar cationes a través del ensayo a la llama. c. Identificar cationes a través del estudio de su espectro utilizando una red de difracción.

2. MATERIALES Y SUSTANCIAS: Lámparas incandescentes, espectroscopio, sales metálicas, ansas, mechero, tubos de ensayos, soluciones acuosas de sulfato de cobre (ll) y permanganato de potasio, soporte universal.

3. PROCEDIMIENTO:

PARTE A.

a. Usar un espectroscopio para observar la luz emitida por una lámpara incandescente, o

tubo de luz y lámparas de descarga atómica, (ejemplo de Neón, Hidrógeno, etc) b. Anotar las observaciones y realizar una descripción de lo que se observa con cada

fuente de luz. (Si es posible colorear) c. Dejar pasar la luz solar la luz emitida por una lámpara incandescente por una solución

acuosa de permanganato de potasio y observar con el espectroscopio y anotar las

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observaciones.(Si es posible colorear). d. Repetir paso 3, pero con una solución acuosa de sulfato de cobre (II). e. Observar láminas con espectros.

PARTE B.

a. Luego de encender el mechero, graduarlo para obtener una llama homogénea e incolora ( con la menor cantidad de aire posible)

b. Mojar el ansa en una solución de HCl concentrado, y llevarla al rojo en la llama. c. Mojar el ansa en la sal cuyo catión se desea investigar y colocar sobre la llama. Anotar

observaciones. Se utilizarán los cationes de los siguientes metales: Litio, Sodio, Potasio, Calcio, Estroncio, Cobre. d. Repetir el paso 2 con todos los cationes y observar la llama con una red de difracción

con el espectroscopio. (Si es posible colorear) e. Observar láminas con espectros de los cationes.

4. REGISTRO DE OBSERVACIONES – CUADRO DE DATOS.

Lámp

incandescente color Espectro Solución color Espectro

Filamento metálico

KMnO4

Hidrógeno H

CuSO4

Neón Ne

Catión Color de la llama

Espectro

Nitrógeno N2

Sodio Na+

Argón Ar

Estroncio Sr++

Mercurio Hg

Calcio Ca++

Helio Ne

Potasio K+

Cobre Cu++

Litio Li+

5. CUESTIONARIO – CONCLUSIONES. 1. ¿Qué es un espectro? 2. Realizar un esquema que muestre los distintos tipos de espectros. 3. Clasificar los distintos espectros observados. 4. ¿Qué son los espectros atómicos? ¿Caracterizan a los átomos de los elementos? 5. Los ensayos a la llama, ¿Permiten identificar cationes (elementos)? ¿Por qué? 6. ¿Qué relación hay entre los espectros atómicos y el modelo atómico de Bohr?

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PRÁCTICO N° 5: QUÍMICA DE LOS ELEMENTOS DEL TERCER PERÍODO.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Los elementos en la tabla periódica se clasifican como metales, no metales y metaloides. La mayoría de los elementos son metales; estos ocupan el lado izquierdo y el centro de la tabla periódica. Los no metales aparecen en la sección superior derecha de la tabla. Los metaloides ocupan una sección estrecha entre los metales y los no metales. La tendencia de un elemento a presentar las propiedades de los metales, llamada carácter metálico, aumenta conforme se recorre de izquierda a derecha un periodo. Los metales tienen brillo característico y son buenos conductores del calor y la electricidad. Los átomos de metal se oxidan y producen cationes y por lo general se forman sustancias iónicas. La mayoría de los óxidos metálicos son básicos. Los no metales carecen de brillo metálico y por lo general son malos conductores de calor y de electricidad. Varios son gases a temperatura ambiente y forman compuestos moleculares. Los óxidos no metálicos son ácidos. Algunos óxidos presentan carácter ácido y básico y son los denominados anfóteros.

1. Reacciones de combustión.

Los metales o no metales en presencia de suficiente di-oxigeno se oxidan.

Metal o no metal + O2 → óxido metálico o no metálico.

A los óxidos no metálicos se los denomina anhídridos. La ecuación genérica para este proceso es: a Y + b O2 → c Y2OX

Y representa al metal o al no metal y x es el número de oxidación de Y.

a, b, c representan los coeficientes estequiométricos.

Por ejemplo: 4 Na + O2 → 2 Na2O óxido de sodio.

2. Reacción de los óxidos con agua.

Los óxidos metálicos al reaccionar con agua forman hidróxidos o bases.

M2Ox + H2O → M(OH)x , x es el nº de oxidación del metal (M). Los anhídridos en presencia de agua forman ácidos (oxácidos).

Z2Ox + H2O → HXZOY ,Z es el no metal. En solución acuosa los hidróxidos o ácidos se pueden reconocer mediante reactivos indicadores. Estas son sustancias que cambian de color según el medio sea básico o ácido. Por ejemplo el tornasol en medio ácido es rojo y en medio básico azul.

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1) OBJETIVO: Estudiar cómo varían las propiedades de los elementos del 3º período a lo largo de la Tabla Periódica.

2) MATERIALES Y SUSTANCIAS: frasco, copela, mechero, pinza, cuenta gotas, Sodio,

Magnesio, Aluminio, Azufre, Fósforo, Agua, reactivo indicador. 3) PROCEDIMIENTO: 1. Observar y anotar el aspecto (estado físico, color) de cada una de las sustancias. 2. Llenar 5 frascos hasta ¼ de su volumen aproximadamente con agua. 3. A cada frasco agregar 5 gotas de reactivo indicador.

4. Combustión del sodio:

a. Tomar con una pinza un trozo muy pequeño de sodio que está guardado en nafta y colocarlo en una copela.

b. Acercar la copela a la llama del mechero y cuando el sodio comience arder introdúzcalo en el frasco.

c. Cuando cese la combustión, agite el frasco vigorosamente, en forma circular, sin introducir la copela en el agua. Observar.

d. Introducir la copela en el agua y agitar nuevamente. Observar y anotar.

5. Combustión del magnesio:

a. En una copela poner magnesio en polvo o en cinta y colocarlo en una copela. b. Repetir los pasos b. c. d de 4.

6. Combustión del aluminio: Proceder igual que con la combustión del magnesio.

7. Combustión del fósforo:

a. Tomar con una pinza un trocito de fósforo blanco, que está guardado bajo agua y colocarlo en una copela.

b. Pasar la copela suavemente por la llama del mechero. c. Cuando se ha evaporado el agua que moja al fósforo y éste comienza a arder

introdúzcalo rápidamente en el frasco. d. Cuando cese la combustión agite vigorosamente. Observar y anotar.

8. Combustión del azufre:

a. Colocar en una copela un poco de azufre en polvo y acérquelo a la llama del mechero.

El azufre funde y comienza arder con llama azulada. b. Introducir rápidamente la copela en el frasco. c. Cuando cese la combustión agite vigorosamente. Observar y anotar.

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4) REGISTRO DE OBSERVACIONES- CUADRO DE DATOS:

Tabla 1: Propiedades físicas de los elementos del tercer período. Nombre Símbolo Z Grupo Periodo Apariencia PF-PEb(ºC) C. eléctrica Tipo de elemento

Sodio

Magnesio

Aluminio

Fósforo

Azufre

Tabla 2: Propiedades físicas de los óxidos del tercer período.

5) ANÁLISIS DE LOS DATOS – CONCLUSIONES.

1. ¿Qué propiedades química estudió en este experimento? 2. Formular las ecuaciones químicas para cada sustancia (elemento del tercer período) y el

oxígeno. Nombrar todas las sustancias involucradas. 3. Formular las ecuaciones químicas entre el óxido y el agua. 4. ¿Para qué se usó el reactivo indicador? 5. Mediante búsqueda bibliográfica estudie como varía la energía de ionización, la

electronegatividad, el radio atómico de los elementos del tercer periodo.

Nombre Fórmula Color Estado (tamb.)

Tipo de óxido

Reacción con agua.

Fórmula R.I. Carácter

Óxido de

sodio

Na2O

Hidróxido de

sodio

NaOH

Óxido de magnesio

MgO

Hidróxido de

magnesio

Mg(OH)2

Óxido de aluminio

Al2O3

Hidróxido de

aluminio

Al(OH)3

Anhídrido fosfórico

P2O5

Ácido

fosfórico

H3PO4

Anhídrido sulfúrico

SO3

Ácido

sulfúrico

H2SO4

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PRÁCTICO N° 6: PROPIEDADES DE GRUPO VIIA DE LA TABLA PERIÓDICA.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El grupo VIIA pertenece a la familia de los halógenos. Estos son muy reactivos, por lo que no se encuentran de manera elemental en la naturaleza se hallan formando compuestos, conocidos con el nombre de sales. La mayoría de las sales son solubles en agua. Las sales más conocidas son los halogenuros de los metales alcalinos. Estas sales son muy solubles en agua, formando soluciones conductoras de corriente eléctrica, o sea son electrolitos. Los electrolitos son sustancias que en agua se disocian en iones, y estos son los responsables de la conductividad eléctrica de la solución acuosa. Este proceso de disociación se representa mediante una ecuación de disociación iónica. Por ejemplo: NaCl(ac) → Na+

(ac) + Cl-(ac)

Reacciones de precipitación. Una reacción de precipitación es un tipo de reacción de doble desplazamiento, denominada metátesis en la que reaccionan sustancias iónicas solubles, por lo general sales. Estos compuestos solubles reaccionan para formar otro compuesto soluble y un compuesto insoluble, que se conoce como precipitado.

Ecuación química genérica: AB + CD → CB + AD En reacciones de precipitación se producen sustancias parcialmente solubles o insolubles, los cuales van al fondo del recipiente. Los precipitados por lo general presentan colores típicos, razón por la cual son usados en química analítica para reconocimiento de elementos y compuestos. Por ejemplo si el nitrato de plata y el cloruro de sodio (ambos en solución acuosa) reaccionan entre sí, inmediatamente se forma un precipitado blanco correspondiente a la sal cloruro de plata (AgCl) y nitrato de sodio (NaNO3), que es soluble en agua.

NaCl (ac) + AgNO3 (ac) → AgCl + NaNO3 (ac)

Blanco

Estos precipitados de halogenuros de plata con el agregado de amoníaco por lo general son solubles y este proceso se puede representar mediante la siguiente ecuación:

AgX + NH3 → [Ag(NH3)]2+ + X-

Diamino plata (I) halogenuro.

1) OBJETIVO: Diferenciar los halogenuros mediante su reacción con nitrato de plata y estudiar la solubilidad de los halogenuros de plata.

2) MATERIALES Y SUSTANCIAS. Soluciones acuosas de halogenuros de sodio o potasio

(fluoruro, cloruro, bromuro, yoduro), nitrato de plata, amoníaco en solución acuosa, tubos de ensayos, gradilla, cuenta gotas.

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3) PROCEDIMIENTO:

1. Colocar aproximadamente 30 gotas de solución acuosa de fluoruro en un tubo de ensayo.

2. Agregar 2 o 3 gotas de solución de nitrato de plata. 3. Dejar sedimentar al fondo del tubo. Anotar observaciones. 4. Agregar gota a gota solución de amoníaco contándolas y agitando el tubo hasta

disolver el precipitado. Anotar observaciones. 5. Repetir los pasos anteriores con las soluciones de cloruro, bromuro e yoduro.

4) REGISTRO DE OBSERVACIONES – CUADRO DE DATOS .

Solución acuosa fórmula -nombre

+ AgNO3(ac)

color precipitado

Halogenuro de plata: fórmula –

nombre

+ nº gotas

de NH3(ac)

Observación con el agregado de

NH3

F-

fluoruro

AgF

Fluoruro de plata

5) ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS - CONCLUSIONES.

a. Escribir las ecuaciones de disociación iónica de las soluciones involucradas en esta

actividad.

b. Plantear las ecuaciones químicas (global e iónica) entre:

I. Los halogenuros metálicos y el nitrato de plata.

II. Los halogenuros de plata con el amoníaco.

III. Dar nombres a todas las especies químicas involucradas en las ecuaciones.

c. La propiedad estudiada es la solubilidad de los distintos halogenuros, ¿cómo es la

solubilidad de los halogenuros en agua y en amoniaco?

d. Sacar conclusiones respecto al comportamiento de los halogenuros en el grupo.

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PRÁCTICO N°7: GEOMETRÍA MOLECULAR.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una estructura de Lewis sólo permite describir las uniones químicas entre átomos en una representación bidimensional, pero nada indica acerca de su estructura tridimensional. Las moléculas de las diferentes sustancias tienen diversas formas. Esta diversidad de formas moleculares dependen de como los átomos unidos entre sí se distribuyen geométricamente en el espacio. El conocer la forma de las moléculas permite predecir algunas propiedades de las sustancias, por ejemplo, punto de ebullición. Existen métodos experimentales que permiten determinar los ángulos y longitudes de enlace en una molécula. Estas técnicas son muy difíciles de elaborar, pero existen teorías que predicen la forma que tienen las moléculas. Por supuesto que la teoría molecular debe ser congruente con los hechos experimentales. La geometría que adopta la molécula está dada por la posición de todos los átomos y es aquella en la que la repulsión es mínima. Para conocer la geometría de una molécula se usa el modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (R.P.E.C.V) Este modelo, RPECV, explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares. (Ampliar información con la ficha Nº…..del material de teórico).

1. OBJETIVO:

a. Representar estructuras de Lewis para distintas moléculas y luego hacer sus modelos

moleculares. b. Predecir la geometría de las moléculas.

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2. MATERIALES: Caja de modelos moleculares.

3. PROCEDIMIENTO:

a. Representar las estructuras de Lewis para las moléculas de: molécula de CH4, HCl, NH3, CO2 y H2O.

b. Utilizar los modelos moleculares, y representa las moléculas con las que trabajaste en a.

c. Dibujar los modelos moleculares para cada molécula y predecir su geometría. d. Registrar a y c en el cuadro de datos.

4. REGISTRO DE OBSERVACIONES - CUADRO DATOS:

X Y Estructura de Lewis E L XYn Dibujo de la molécula Geometría de XYn Ángulo

Se utilizarán las siguientes letras para representar: X átomo central, Y átomos

sustituyentes, E pares de electrones compartidos (e- de enlace), L electrones no compartidos (e- libres)

5. CONCLUSIONES: ¿Qué incidencia tiene la geometría de una molécula cuando el átomo central tiene electrones libres?

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PRÁCTICO Nº8: ISOMERÍA.

FUNDAMENTO TEORICO: Hay compuestos que presentan la misma composición química por que están formadas por la misma cantidad de átomos de un elemento, es decir tienen la misma fórmula molecular o global. Las sustancias que responden a la misma fórmula molecular tienen isomería y por lo tanto sus propiedades químicas y físicas son distintas. A los compuestos que siendo diferentes tienen la misma fórmula molecular se dice que son isómeros. Por lo tanto isómeros son compuestos que responden a la misma fórmula molecular (composición química), pero tienen propiedades diferentes. Hay distintos tipos de isomería, la estructural o plana y la espacial o estereoisomería. La isomería estructural se debe a diferencias de estructura y puede explicarse mediante

fórmulas planas. Los isómeros difieren en la constitución, es decir en el orden o secuencia de cómo están unidos los átomos. En esta isomería hay isómeros de cadena, de posiciòn y de compensaciòn de funciòn.

a. Los isómeros de cadena difieren unicamente en la disposiciòn de los átomos de

carbono el esqueleto. Por ejemplo:

n-butano 2-metil-propano (isobutano)

b. Los isómeros de posición son aquellos en los que las fórmulas estructurales difieren únicamente en la situación de su grupo funcional sobre el esqueleto carbonado.

Por ejemplo: 2-propanol

1-propanol 2-propanol

c. La isomería de compensación de función la presentan sustancias que con la misma fórmula molecular presentan distinto grupo funcional, por ejemplo:

propanona propanal La estereoisomería la presentan sustancias que con la misma estructura tienen una diferente distribución espacial de sus átomos.

Una de las formas de estereoisomería es la isomería geométrica. La isomería geométrica desde un punto de vista mecánico, se debe en general a que no es posible la rotación libre alrededor del eje del doble enlace. Es característica de sustancias que presentan un doble enlace carbono-carbono:

Para que pueda darse la isomería geométrica en los compuestos con doble enlace, es preciso que los sustituyentes sobre cada uno de los carbonos implicados en el doble enlace sean distintos. Es decir, que ninguno de los carbonos enlazados en el doble enlace tenga los dos sustituyentes iguales. Las distribuciones espaciales posibles para una sustancia que con un doble enlace son:

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Forma cis; en ella los sustituyentes iguales de los dos átomos de carbono afectados por el doble enlace se encuentran situados en una misma región del espacio con respecto al plano que contiene al doble enlace carbono-carbono.

Forma trans; en ella los sustituyentes iguales de los dos átomos de carbono afectados por el doble enlace se encuentran situados en distinta región del espacio con respecto al plano que contiene al doble enlace carbono-carbono.

Isómeros geométricos para el compuesto CH3-CH=CH-COOH

Isómero cis (Ácido crotónico ) Isómero trans (Ácido crotónico)

Configuraciones y conformaciones. En la isomería geométrica, hay ocasiones en que una misma estructura molecular puede adoptar disposiciones espaciales diferentes que resultan ser isómeros espaciales separables. Estas disposiciones o arreglos espaciales diferentes reciben el nombre de configuraciones. Así las formas cis y trans de los isómeros geométricos son distintas configuraciones de la misma estructura. La libre rotación en torno a un enlace simple da lugar a que las moléculas puedan adoptar un número infinito de distribuciones espaciales interconvertibles recíprocamente sin ruptura de enlaces. Estas disposiciones espaciales, que se interconvierten no pueden aislarse, a estos isómeros espaciales se les llama isómeros conformaciones. Dos o más conformaciones diferentes de una misma molécula reciben la denominación recíproca de rotámeros o confórmeros. De las infinitas conformaciones posibles por libre rotación en torno al enlace simple, no todas son igualmente probables. Por ejemplo en el etano (C2H6) las conformaciones más relevantes son la alternada y la eclipsada.

Conformación alternada.

Proyección de Proyección modificada enlaces convencionales de Newman enlaces

Conformación eclipsada.

Proyección de caballete Proyección de Proyección modificada

enlaces convencionales de Newman enlaces.

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La conformación de mayor contenido energético es la eclipsada debido a que la repulsión entre los átomos de hidrógeno es máxima, mientras que en la conformación alternada es mínima.

1. OBJETIVO: Diferenciar la isomería conformacional de la isomería espacial

(estereoisomería) haciendo uso de modelos moleculares.

2. MATERIALES: Modelos moleculares.

3. PROCEDIMIENTO:

a. Construir el modelo de la molécula de etano: C2H6 (usar modelos de átomos y

ligaduras)

b. Dibujar esta estructura y escribir la fórmula estructural y semiestructural.

c. ¿Cuántas orientaciones espaciales son posibles?

d. Repetir a. b. c para el eteno: C2H4

e. Construir los modelos de las moléculas normales cuya fórmula global es C4H8

f. Dibujar estas estructuras y escribir las fórmulas estructurales y semiestructurales.

4. RESPONDER - CONCLUSIONES:

1. Definir:

a) Isomería.

b) Composición.

c) Constitución.

d) Conformación.

e) Configuración.

2. Realizar un esquema que muestre los distintos tipos de isomería.

3. De las moléculas armadas. ¿Cuál de ellas presenta rotación entre los enlaces carbono-

carbono? ¿Cuál no?

4. Para la molécula que presente rotación entre sus enlaces. ¿Cuántos isómeros

conformacionales tiene?

Represéntalos mediante un dibujo o esbozo.

5. ¿Cuál de los isómeros conformacionales es el eclipsado y cuál el alternado?

6. ¿De las moléculas armadas cuál presenta isomería geométrica? ¿Cuál es cis/trans ?

Represéntalos mediante un dibujo.

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PRÁCTICO N° 9: ESTADO SÓLIDO.

1) OBJETIVO: a. Investigar propiedades físicas de diferentes muestras de sólidos. b. Clasificar dichos sólidos según las propiedades estudiadas.

2) MATERIALES Y SUSTANCIAS: Cloruro de sodio, azúcar, naftalina, carbono grafito, zinc, agua, solvente no polar, electrodos, fuente de voltaje, conductores, lamparita, gradilla con tubos de ensayo, cucharitas, varilla de vidrio, vaso de Bohemia.

3) PROCEDIMIENTO: 1º. Parte: Solubilidad.

a. Investigar la solubilidad de los sólidos suministrados, agregando una punta de cucharadita de c/u en diferentes tubos de ensayo que contengan agua (1 o 2 mL).

b. Repetir el procedimiento utilizando disán como solvente, en vez de agua. Anotar observaciones.

2º. Parte: Conductividad eléctrica de las soluciones acuosas. a. Preparar en vasos de Bohemia las soluciones acuosas de aquellos sólidos que se

hallan disuelto en la parte 1º de la técnica y comprobar si son o no conductoras de corriente eléctrica. Anotar observaciones. Para ello armar el siguiente dispositivo como muestra la figura:

. 3º Parte: Conductividad eléctrica de los sólidos.

Interponer los sólidos entre los conductores del circuito y observar si son o no conductores de corriente eléctrica. Anotar observaciones.

4º Parte: Proceso de Fusión de los sólidos. Investigar si los sólidos suministrados funden o no con la llama de un mechero, para ello agregar media cucharadita de sólido en un tubo de ensayo resistente al calor y calentar con cuidado. Observar si funde o no. Anotar observaciones.

4) REGISTRO DE OBSERVACIONSE - CUADRO DE DATOS.

Nombre sustancia

Fórmula

Solubilidad en agua

Solubilidad en disán

C. eléctrica soluc acuosas

C. eléctrica sólidos

Proceso de fusión

5) Buscar información sobre los distintos tipos de sólidos.

6) CONCLUSIONES.

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PRÁCTICO N°10: ERROR EN LAS MEDIDAS. (Parte 1)

Cada vez que se realiza una medida se comete un error, las medidas no son exactas, por lo tanto es imposible obtener el valor verdadero (el único valor) de una magnitud. Esta dificultad se debe a:

1. las limitaciones del aparato de medida 2. las interacciones entre el dispositivo de medida y lo que se quiere medir (por

ejemplo, cuando se mide el volumen de un líquido que moja las paredes de una probeta)

3. las imperfecciones de los sentidos (la vista) Por repetición de una medida por varios experimentadores y aplicando diversos métodos, se obtienen una serie de medidas cuyo promedio resultará tan próximo al valor verdadero como lo permitan las limitaciones anteriormente citadas. Este promedio se denomina VALOR ACEPTADO DE LA MEDIDA. Los errores en las medidas se clasifican en:

a) sistemáticos o corregibles. b) accidentales o por azar.

a) Los errores sistemáticos se deben a defectos de construcción del aparato de medida (por

ejemplo, una pesa de 1,000 g que realmente es de 0,996g), o al método de medida (por ejemplo, medir el volumen de un cilindro a una temperatura distinta a la que fue graduado). Estos errores pueden corregirse.

b) Los errores accidentales no se rigen por ley alguna, pueden ser por exceso o por defecto, y son debidos al observador. Algunos ejemplos son: error de paralaje, de sensibilidad del ojo, de reflejos, etc. También pueden deberse a las condiciones en que se realiza la experimentación; por ejemplo, cambios de presión o temperatura que el experimentador no nota. Este tipo de errores pueden disminuirse teniendo en cuenta sus causas.

La exactitud de una medida es la diferencia entre el valor obtenido experimentalmente y el valor aceptado. La medida cuantitativa de esta limitación en la exactitud se denomina error absoluto, y se halla:

Error absoluto = valor experimental – valor aceptado

El error o inexactitud de un dato experimental se expresa como:

% error = valor experimental – valor aceptado x 100 valor aceptado

La medida cuantitativa de la limitación en la precisión y exactitud se denomina error del dato experimental y puede expresarse:

A) Error absoluto. Para determinar la inseguridad que posee una sola medida realizada, se toma la apreciación del aparato como máximo error que puede cometerse. Este error máximo es la incertidumbre de la medida y se expresa así: Medida + incertidumbre m = (18,06 + 0,01) g

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La apreciación de una escala es el valor de la magnitud que corresponde al intervalo entre dos divisiones consecutivas. Cuando las divisiones en la escala están suficientemente separadas, puede determinarse a ojo una fracción de la escala, es decir, realizamos una estimación. Esta forma de dar la incertidumbre en una medida se llama error absoluto.

B) Error relativo. Se define como:

∑ Error absoluto Valor medido El error relativo no tiene unidades.

CIFRAS SIGNIFICATIVAS. (Parte 2)

Considérese que se realiza una medición, como por ejemplo, la de la longitud de una barra. Se

utiliza una regla de apreciación 0,1 cm. Se comprueba que el resultado de esta medición, está

comprendido entre los valores 14,3 cm y 14,4 cm. La fracción de cm que deberá aumentarse a

14,3 tendrá que ser aproximada pues la escala de la regla no presenta divisiones inferiores a

0,1 cm.

Para efectuar dicha aproximación, se deberá imaginar el intervalo entre 14,3 cm y 14,4 cm

subdividido en dos partes iguales, y con ello la fracción de cm que deberá aumentarse a 14,3

cm se podrá obtener con una estimación razonable. El resultado de la medida podrá

expresarse como: 14,35 cm.

Se puede confirmar que las cifras 1, 4 y 3 son seguras, porque se obtuvieron gracias a las

divisiones señaladas en la escala de la regla, es decir que no están afectadas de error. Por otra

parte, la cifra 5 es estimada, ya que no se puede tener certeza de su valor; por eso a esta cifra

se le llama insegura.

En el resultado de una medición sólo deben aparecer todas las cifras seguras y la primera cifra

insegura. Esta forma de proceder es adoptada convencionalmente entre los químicos, los

físicos, y en general por todas las personas que realizan mediciones de diferentes magnitudes,

como longitud, masa, volumen, temperatura, presión, etc.

En una medida, las cifras seguras y la primera cifra insegura se denominan CIFRAS

SIGNIFICATIVAS.

GUÍAS PARA UTILIZAR LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS.

En el trabajo científico siempre debe tenerse cuidado de anotar el número adecuado de cifras

significativas. En general es muy fácil determinar cuántas cifras significativas hay en un número

si se siguen las siguientes reglas:

Cualquier dígito diferente de 0 es significativo. Así, 845 cm tiene tres cifras significativas,

1,234kg tiene cuatro cifras significativas.

Los ceros ubicados entre dígitos distintos de cero son significativos. Ejemplo: 606 m

contiene tres cifras significativas, 40501 kg tiene cinco cifras significativas.

Los ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no son significativos. Estos ceros

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se utilizan para indicar el lugar del punto decimal. Por ejemplo: 0,085 L tiene dos cifras

significativas

Todos los ceros escritos a la derecha del punto decimal son cifras significativas, ejemplo

23,0 cm, tiene tres cifras significativas.

REGLAS DE CÓMO MANEJAR CIFRAS SIGNIFICATIVAS EN LOS CÁLCULOS.

En la adición y la sustracción, el número de cifras significativas a la derecha del punto

decimal en la operación final está determinando por el número más pequeño de cifras

significativas a la derecha del punto decimal en cualquiera de los números originales.

Ejemplo. 2,34 + 1,4 = 3,74 el resultado debe tener una cifra después del punto decimal, o

sea se redondea a: 3,7.

En la multiplicación o en la división el número de cifras significativas del producto o el

cociente resultante está determinado por el número original que tiene el número más

pequeño de cifras significativas.

Ejemplo: 1,3 X 3,56 = 4,628 el resultado debe tener dos cifras significativas, entonces se

redondea a: 4,6.

REGLAS DE REDONDEO.

Si la cifra a ser redondeada es:

0, 1, 2, 3, 4 se quita dicha cifra y la cifra antecesora queda igual.

Ejemplo: 26,43 cm se redondea a 26,4 cm.

6, 7, 8, 9 se quita dicha cifra y a la cifra antecesora se le suma una unidad.

Ejemplo: 1,38 g se redondea a 1,4 g.

5 y la cifra antecesora es par se quita el 5 y se suma una unidad a la cifra par. Ejemplo:

0,25 m se redondea a 0,3m.

5 y la cifra antecesora es impar se quita el 5 y la cifra impar queda igual. Ejemplo; 4,75 m

se redondea a 4,7 m.

APLICACIÓN.

1. Expresar las siguientes cantidades correctamente e indicar N º de C. S.

a) 10, 924

b) 0,08 375

c) 92,56

2. Realizar las siguientes operaciones y expresar correctamente los resultados:

a) 49,3 + 150 + 0,07 = b) 349 - 158,73 =

c) 0,081 2,9 = d) 346 x 7,4 =

e) 12,5 98 =

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PRÁCTICO N° 11: INSTRUMENTOS DE LABORATORIO.

FUNDAMENTO TEÓRICO.

Los instrumentos de laboratorios permiten realizar experiencias, mediciones y manipulaciones en general. Ellos pueden ser de vidrio, metal, madera, plástico, goma. Los instrumentos de laboratorio se clasifican de acuerdo a su en uso en sostén, específicos, de medida, volumétricos y recipientes Los de sostén permiten sujetar otros instrumentos, los específicos se usan para operaciones específicas, por ejemplo el embudo de decantación que permite separar fases líquidas, el termómetro que mide la temperatura y los volumétricos son que se usan para medir volúmenes. Los instrumentos volumétricos se clasifican en aforados y con escala. Los aforados presentan en su parte superior una muesca (marca) que señala su capacidad máxima son de mayor precisión que los que tienen escala.

3. OBJETIVO:

Conocer e identificar los instrumentos frecuentes usados en el laboratorio.

Saber sus usos y aprender a manipularlos.

4. PROCEDIMIENTO: a. Observar y listar los instrumentos que se encuentran en la mesada. b. Clasificar los instrumentos aplicando varios criterios de clasificación. c. Señalar alcance y apreciación de los instrumentos que corresponda. d. Dibujar las escalas de los instrumentos que te indique el profesor e. Realizar medidas según te indique el profesor.

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5. REGISTRO DE OBSRVACIONES - CUADRO DE DATOS.

Instrumento Clasificación Magnitud Unidad Alcance

Instrumento magnitud-unidad Escala Alcance Apreciación Lectura

Termómetro

Probeta

Barómetro

Instrumento Nombre alcance apreciación

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PRÁCTICO Nº12: MEDIDAS DE PRESIÓN Y TEMPERATURA.

1. OBJETIVO: Estudiar dos variables importantes de estado: la presión y la temperatura.

2. MATERIALES: Barómetro y termómetro.

3. FUNDAMENTO TEÓRICO:

a) MEDIDAS DE PRESIÓN: BARÓMETRO Y MANÓMETRO.

La presión es una magnitud escalar que relaciona la fuerza que se ejerce por unidad de superficie.

En nuestro curso no referiremos a la presión ejercida por los gases en un recipiente cerrado por

Líquidos o por la atmósfera.

PESIÓN ATMOSFÉRICA. Se explica en función de los choques que ejercen las moléculas del aire contra los cuerpos. Para medir la presión atmosférica se un instrumento llamado barómetro. El primer barómetro lo construyó Torricelli.

El barómetro de Torricelli consistía en una columna de mercurio de 80 cm de altura invertida en una cuba que contenía también Hg. Esta columna era equilibrada por la atmósfera a nivel del mar.

La altura de la columna de mercurio medida desde la superficie del mercurio de la cuba correspondía a 76 cm (760 mm) en condiciones normales. Torricelli dedujo que la presión ejercida por la atmósfera sobre la superficie libre de mercurio de la cuba era suficiente para equilibrar la presión ejercida por la columna. La altura de dicha columna sería, por lo tanto una medida de la presión atmosférica. A partir del barómetro de Torricelli se define una atmósfera como la presión ejercida por una columna de mercurio a 760 mm a 0ªC a nivel del mar.En la actualidad a la unidad mm de Hg se le llama Torr. La unidad internacional de medida de la presión atmosférica es el Pascal. Habitualmente se usa el hecto-pascal (hPa) y su equivalencia es:

1 atm – 760 mm de Hg – 1013,25 hP

Hay dos tipos de barómetros: de mercurio que se basan en el experimento de Torricelli y Aneroides o metálicos que son los más usados en los laboratorios.

Actividad: Observar el aneroide que hay en el laboratorio, indicar su apreciación y medir la presión atmosférica.

Los aneroides están constituidos por un recipiente metálico cerrado llamado pulmón al que le hace vacío. Su funcionamiento se basa en las variaciones de curvatura de una lámina de metal que está conectada al pulmón. Estas variaciones dependen de la presión que ejerce la atmósfera sobre el pulmón. Los aneroides más usados son los de Vidi, donde la presión se trasmite mediante un dispositivo mecánico a una aguja que indica en una escala el valor numérico.

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PRESIÓN DE UN GAS EN UN RECIPIENTE. La presión de un gas en un recipiente se mide con un manómetro. Uno de los manómetros más utilizados en los laboratorios es el manómetro de mercurio de tubo abierto que consiste en un tubo de vidrio de poco calibre en forma de U que está lleno de Hg. Uno de los extremos o ramas del tubo está conectado con el recipiente que contiene el gas cuya presión se desea medir y la otra rama está abierta y en contacto con la atmósfera.

Para medir la presión del gas, se deben tener en cuenta las posibles situaciones como Muestra la figura.

Actividad: Analizar los casos A, B, C de la figura y plantear las ecuaciones que permitan calcular la presión del gas.

b) MEDIDAS DE TEMPERATURA.

La temperatura es una propiedad intensiva general que presentan todos los sistemas materiales y se mide con un termómetro. Esta propiedad determina si dos sistemas se encuentran o no en el nivel térmico.

Los termómetros comunes utilizan la dilatación de un líquido en un tubo muy fino (capilar) calibrado para medir cambios de temperatura. Para la construcción de un termómetro, se elige una determinada sustancia termométrica, como mercurio o etanol coloreado, en la que una de sus propiedades varía con la temperatura (propiedad termométrica) El termómetro de laboratorio está compuesto por un tubo muy fino de vidrio (de diámetro interior constante, para asegurar que la columna de líquido sea función lineal de la temperatura), llamado tubo capilar, con un ensanchamiento llamado bulbo. En su interior se coloca la sustancia termométrica. Por detrás del tubo hay una escala graduada en la que se hace la lectura.

CONSTRUCCIÓN DEL TERMÓMETRO DE LABORATORIO.

1. Se coloca en el bulbo de vidrio la sustancia termométrica. El bulbo se continúa con el tubo capilar, ya que forman una misma pieza.

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2. Se calienta bulbo-capilar para que salga el aire y se cierra el extremo. Luego se introduce la escala termométrica con el tubo de vidrio que protege al tubo capilar. En algunos termómetros la escala se encuentra dibujada por fuera del tubo de vidrio.

SUSTANCIAS TERMOMÉTRICAS.

Cuando se construye un termómetro hay que tener en cuenta que temperaturas se van a medir con él para poder seleccionar el adecuado líquido termométrico.

A continuación se listan algunas sustancias termométricas.

Etanol o alcohol etílico.

Es el alcohol común, es ideal para bajas temperaturas, se lo usa coloreado para hacerlo visible. Intervalo de temperatura: -120°C a 78°C. Desventaja: es muy higroscópico, es decir, absorbe agua.

Tolueno.

Tiene características similares al alcohol, con la ventaja de que las dilataciones son más uniformes. Intervalo de temperaturas: -98°C a 110°C.

Actividad. 1. ¿En qué propiedad se basa el funcionamiento del termómetro? Definir. 2. Investiga que propiedades especiales deben tener los líquidos que son usados como líquidos termométricos. 3. Averigua cuál es el líquido termométrico más utilizado en los termómetros y por qué.

ESCALAS TERMOMÉTRICAS. Hay varias escalas de temperatura, ustedes estudiaran la escala Celsius y la Kelvin.

Construcción de una escala termométrica:

1º) Se eligen 2 puntos de referencia fijos que sean fáciles de reproducir, es decir de marcar en el termómetro. 2º) Luego se divide el espacio entre ellos en partes iguales.

ESCALA CELSIUS:

La escala de temperaturas de uso general es la escala Celsius, su creador fue el astrónomo y físico sueco A. Celsius (1701- 1744) que la propuso en el año 1742. Para esta escala los puntos de referencia son el 0 y el 100 y es una escala centígrada.

Actividad: Investiga como Celsius construyó su escala.

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ESCALA KELVIN:

Fue creada por el físico y matemático inglés William Thomson – Lord Kelvin -(1824 – 1907). Propuso una escala para la que no existen temperaturas negativas y por eso se llama Escala Absoluta. Los puntos de referencia de esta escala son el 273,16 y el 373,16. También es una escala centígrada.

Actividad:

1) Realiza las siguientes equivalencias:

2) Puedes concluir que para convertir de Celsius a Kelvin o viceversa debes hacer la siguiente operación

3) T (K) = _________ + __________

Y para pasar de Kelvin a Celsius:

t (ºC) = _________ - ___________

t (°C) T (K) 40

53

545

383

- 73

1

270

150

398

-10

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PRÁCTICO N°13: LEY DE CHARLES. 1) OBJETIVO: Determinar la relación que existe entre la temperatura y el volumen de una

determinada masa de gas a presión constante. 2) MATERIALES Y SUSTANCIAS.

Dispositivo diseñado para esta práctica.

Termómetro.

Termo con agua caliente. 3) PROCEDIMIENTO:

a. Colocar agua caliente dentro del tubo grueso de vidrio hasta aproximadamente un tercio de su capacidad.

b. Introducir con cuidado el tubo con mercurio dentro del tubo que contiene agua caliente y sujetarlo bien con la pinza del soporte. Agregar más agua caliente si fuera necesario.

c. Colocar el termómetro con cuidado y sujetarlo con un gancho. d. Anotar en el cuadro los valores iniciales de temperatura del agua y altura

de la columna de aire. e. A medida que el agua se enfría, realice lecturas de temperaturas para variaciones de 2

en 2ºC y simultáneamente lea la altura de la columna de aire. f. Completar el cuadro con por lo menos 5 lecturas.

4) REGISTRO DE OBSERVACIONES – TABLA DE VALORES. Para completar el cuadro tener en cuenta que para calcular el volumen de aire contenido en la columna, deberá multiplicar el valor de la altura (h) por el coeficiente 0,0573. Por ejemplo. Si la altura es h= 20,3cm, el volumen de aire será.

V= (20,3 x 0,0573)cm3 = 1,157cm3

5) ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS – CONCLUSIONES.

1) Graficar el volumen en función de temperatura en grados Celsius. Interpretar dicha

gráfica. 2) Realizar la extrapolación de la grafica hasta lograr su corte con el eje de la

temperatura. ¿A qué valor corresponde dicho corte en ºC y en K? 3) Graficar el volumen función de la temperatura absoluta. 4) ¿Qué conclusiones se pueden extraer? 5) Analizar las causas de error.

medida t (ºC) T (K) h (cm) Vaire (cm3)

V (cm3) t (ºC)

V (cm3) T (K)

1 2 3 4 5

34

PRÀCTICO Nº14: VOLUMEN MOLAR DE HIDRÓGENO.

1) OBJETIVO: Determinar el volumen molar del hidrógeno obtenido en una reacción química

y compararlo con el que se encuentre en la bibliografía.

2) MATERIALES Y SUSTANCIAS.

Tubo eudiométrico.

Embudo.

Probetas.

Tapón mono perforado.

Termómetro.

Agua.

Ácido clorhídrico 6M.

Cinta de magnesio

3) TÉCNICA:

a. Cortar 2,5cm de cinta de Mg, de densidad lineal

0,012g/cm y sujételo firmemente al alambre de cobre del tapón mono perforado.

b. Medir 10mL de HCl 6M con la probeta y colóquelos dentro del tubo eudiométrico con la ayuda de un embudo.

c. Agregar agua casi hasta el borde del tubo y tápelo con el tapón que contiene el Mg tratando que no quede aire en el mismo.

d. Manteniendo tapado el orificio del tapón con el pulgar, invierta cuidadosamente el tubo eudiométrico y sumérjalo en la probeta o vaso de bohemia (grande) que contiene agua. (Ver figura).

e. Cuando finalice la reacción iguale los niveles de líquido del tubo y la probeta y lea el volumen de gas obtenido. Anótelo.

f. Mida y anote las temperaturas ambiente y del agua de la probeta.

g. Busque en una tabla la presión de vapor del agua en las condiciones de la experiencia y anótela.

h. Lea en el barómetro de laboratorio el valor de la presión atmosférica.

4) REGISTRO DE OBSERVACIONES – TABLA DE VALORES.

V hidrógeno (cm3) T agua (ºC) Tamb (ºC) P vapor de agua

(Tor) P atmosférica

(Tor)

35

TABLA DE PRESIÓN DE VAPOR DE AGUA EN FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA.

5) ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS – CÁLCULOS - CONCLUSIONES:

a. Formule la ecuación correspondiente a la reacción realizada.

b. Explique por qué debe igualar los niveles para leer el volumen de gas obtenido.

c. Con los datos obtenidos, calcule el volumen molar de hidrógeno en las condiciones de

experiencia y conviértalo a condiciones normales. (PTN)

d. ¿Cuál es el reactivo limitante?

e. ¿Cuánto sobró del reactivo en exceso?

f. Calcular el (%) rendimiento de reacción.

T(ºC) P de vapor de H2O (Tor) T(ºC) P de vapor de H2O (Tor)

15 12,795 25 23,776

16 13,542 26 25,231

15 14,539 27 26,763

18 15,487 28 28,376

19 16,489 29 30,071

20 17,546 30 31,855

21 18,663 31 33,730

22 19,841 32 35,700

23 21,085 33 37,769

24 22,395 34 39,942

36

PRÁCTICO N°15: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES POR PESADA DIRECTA.

1) OBJETIVO: Preparar una solución de concentración conocida del tipo sólido-líquido por

pesada directa.

2) MATERIALES Y SUSTANCIAS:

Bicarbonato de sodio

Agua destilada

Matraz aforado de 100mL y de 250mL

Pipeta / pera de goma

Papel absorbente

Embudo

Balanza

Espátula

Probeta

3) PROCEDIMIENTO:

¿Qué masa de bicarbonato de sodio, NaHCO3 95% de pureza se requiere para preparar 250mL (100mL) de una solución 0,2 M?

a. Determinar la masa del matraz aforado vacío. Anotar. b. Masar el bicarbonato de sodio que calculó. Anotar. c. Transferir el sólido a un matraz aforado de 250 mL (100 mL) d. Agregar agua hasta aproximadamente ¼ del volumen del matraz. e. Agitar hasta la dilución total del sólido. f. Continuar agregando agua hasta unos mililitros antes del aforo. g. Secar el cuello del matraz con una varilla de vidrio envuelta en un trozo de papel

absorbente, evitando tocar la solución. h. Enrase con pipeta o cuenta gotas. i. Determinar la masa del matraz con la solución. Anotar.

4) REGISTRO DE OBSERVACIONES – TABLA DE DATOS.

m matraz(g) m NaHCO3 (g) m matraz +

solución (g) m solución(g) M(mol/L Vsoluciòn(mL)

5) CÁLCULOS - CONCLUSIONES:

a. Definir: concentración, gramos por litro, molaridad, % m/m b. Determinar la concentración de la solución en: g/L, % m/m. Calcular la densidad.

Profesora Roxana Morey.

37

PRÁCTICO N°16: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES POR DISOLUCIÓN.

1. OBJETIVO: Preparar una solución por disolución. Usar el densímetro.

2. MATERIALES Y SUSTANCIAS: Matraz aforado, embudo, espátula, pipeta, pera de goma, densímetro, papel secante, varilla, probeta, vaso de bohemia, HCL conc, agua.

3. PROCEDIMIENTO:

a. Preparar 100mL de una solución de HCl…………..M. (Complete el espacio en blanco con

los datos suministrados por el profesor)

b. Coloque en una probeta el HCl concentrado que le suministra el profesor y mídale su

densidad con el densímetro.

c. Busque en la tabla el %m-m de dicho ácido para esa densidad.

d. Realice los cálculos necesarios para determinar la toma de volumen que deberá

realizar para preparar la solución pedida.

e. Mida el volumen de solución concentrada que calculó utilizando pipeta y colóquelo en

el matraz aforado.

f. Luego proceda como en la preparación de la solución de por pesada directa.

%m/m d(g/mL) %m/m d(g/mL)

1 1.0031 20 1.0980

2 1.0081 22 1.1083

4 1.0179 24 1.1185

6 1.0278 26 1.1288

8 1.0377 28 1.1391

10 1.0476 30 1.1492

12 1.0576 32 1.1594

14 1.0676 34 1.1693

16 1.0777 36 1.1791

18 1.0878 38 1.1886

HCl 35%mm

d=1,18g/mL 100mL

Toma de volumen HCl conc

HCl diluido

Profesora Roxana Morey.

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PRÀCTICO Nº17: ESTEQUIOMETRÍA EN SOLUCIONES.

1) OBJETIVO: a) Determinar experimentalmente la relación estequiométrica entre los reactivos de una reacción química. b) Aplicar el concepto de reactivo limitante.

2) MATERIALES Y SUSTANCIAS

Matraz

Cuba

Probeta.

Caño de goma.

Solución de NaHCO3 0,2M.

Solución de HCl 0,2M.

Tapón mono perforado.

Pipeta, pera.

Frasco pequeño.

Termómetro.

Barómetro.

3) PROCEDIMIENTO:

a. Para cada ensayo, medir con pipeta el volumen de

solución de HCl 0,2M indicado en el cuadro y colocarlos en el frasco de plástico pequeño.

b. Medir con pipeta el volumen de solución de NaHCO3 0,2M que corresponda y colocarlo en el matraz.

c. Con mucho cuidado colocar dentro del matraz el frasco pequeño con ácido sin que se vuelque.

d. Tapar el matraz con el tapón perforado que contiene el caño de goma el cual debe colocarse dentro de la probeta de vidrio llena de agua. (Ver figura)

e. Agitar el matraz con movimientos circulares para poner en contacto los reactivos.

f. Cuando cese el desprendimiento de gas se igualan los niveles de agua y se lee el volumen obtenido. Anotar en el cuadro.

g. Medir temperatura del agua de la cuba y anotarla. h. Buscar en al tabla la presión de vapor de agua y

anotarla. i. Leer en el barómetro la presión atmosférica y anotarla.

HCl 4) REGISTRO DE OBSERVACIONES – TABLA DE DATOS:

Ensayo V HCl 0,2M V NaHCO3 0,2M V gas (mL)

4,0 2,0

4,0 4,0

4,0 6,0

T. del agua= P.atm= P. v del agua=

5) ANÁLISIS – CÁLCULOS - CONCLUSIONES.

a) Escribir la ecuación igualada de la reacción realizada. b) Determinar cuál es el reactivo limitante en cada ensayo. c) Calcular el % de rendimiento de reacción para cada ensayo en función del volumen

de gas.

CO2

Profesora Roxana Morey. 39

PRÀCTICO Nº18: REDOX. 1. OBJETIVO: Observar los cambios que se producen en una reacción redox.

2. MATERIALES Y SUSTANCIAS:

Tubos de ensayo.

Probeta.

Gradilla.

Granallas de zinc.

Solución acuosa de sulfato de cobre (II) 3. PROCEDIMIENTO: a. Colocar en cada tubo de ensayo 10mL de solución de sulfato de cobre (ll), CuSO4 b. Agregar en uno de los tubos una granalla de zinc, Zn y el otro tubo quedará como testigo. c. Observar y registran los cambios producidos inmediatamente y al cabo de 15min.

4. REGISTRO DE OBSERVACIONES.

5. CUESTIONARIO – CONCLUSIONES.

a) ¿Qué cambios se produjeron en el tubo cuando se introdujo el zinc? b) ¿Qué sucedió al cabo de 15min.? c) Escribir la ecuación correspondiente a la reacción observada. d) ¿Qué sustancia sufrió la oxidación? ¿Y la reducción?

Color Tiempo(min)

Tubo testigo( CuSO4)

1

Tubo CuSO4 + Zn

15

Profesora Roxana Morey. 40

ÍNDICE.

Práctico Nº1: A) Normas de seguridad y de trabajo en el laboratorio………..……………………….2

B) Símbolos de peligrosidad y sus significados…………………………….…………..….3

C) Construcción de un informe de laboratorio................................................4

Práctico Nº2: Detección de radiaciones (variación de distancia y de placas): Contador

Geiger……….............................................................................................................................6

Práctico Nº 3: Detección de radiaciones en una muestra antes y después de una reacción

química…………………………………………….…………………………………………………………………………......9

Práctico Nº 4: Espectroscopia…………..………………………………………………………………………..…….10

Práctico N°º 5: Química de los elementos del 3° periodo…………………..……………………..…..…13

Práctico Nº 6: Propiedades de un grupo de la tabla periódica……………………..…………..……..16

Práctico Nº 7: Geometría molecular………………………………………………………………………..………18

Práctico Nº 8: Isomería……………………………………………………………………………………………..…....20

Práctico Nº 9: Estado sólido…………………………………………………………………………………….………23

Práctico Nº 10: A) Error en las medidas…………………………………..……………………………..……….24

B) Cifras significativas…………………………………………………………………..…………25

Práctico Nº 11: Instrumentos de medida………………………………………………………………………....27

Práctico Nº 12: Medidas de presión y temperatura……………………………………..…………..………29

Práctico Nº 13: Ley de Charles…………………………………………………………………..…….……………….33

Práctico Nº 14: Volumen molar de hidrógeno…………………………………………………………..……..34

Práctico Nº 15: Preparación de soluciones por pesada directa.…………………………………….…36

Práctico Nº 16: Preparación de soluciones por disolución………………………………..……………...37

Práctico Nº 17: Estequiometría en soluciones………………………………………………..……………..…38

Práctico Nº 18: Redox…………………………………………………………………………..……………………..…..39