informe prácticas de química

INFORME DE PRÁCTICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA

Fundamentos de Ciencias de la Materia

José María García de Prado

Facultad de Ciencias de la Educación



2

Índice

1ª Práctica pág. 4







3

1ª PRÁCTICA

DENSIDAD

a) El objetivo de la práctica es calcular la densidad de cada objeto, para posteriormente

determinar el material que lo compone.

b) El objetivo de la segunda práctica es comparar la densidad del diclorometano con la

del agua.

Materiales y reactivos usados:

Bola esférica

Cilindro

Probeta de 250 ml

Probeta de 10 ml

Matraz Erlenmeyer

Diclorometano

Agua

Primera práctica de densidad:

Cogemos una probeta graduada de 250 ml, la llenamos hasta los 50 ml. A continuación

pesamos una esfera y el cilindro (previamente se ha puesto a cero la balanza para evitar

errores en la medición). La pesada se realiza tres veces para evitar variaciones y los pesos

definitivos para la esfera se establece en 49,96 g. y para el cilindro en 57,60 g. Medimos el

volumen que sube en la probeta al añadir cada objeto dando unos resultados de:

Esfera: Volumen final (56 ml) – volumen inicial (50 m)l = Diferencia 6 ml

Cilindro: Volumen final (70 ml) – volumen inicial (50 ml) = Diferencia 20 ml

Aplicando la fórmula de la densidad 𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 =𝑀𝑎𝑠𝑎

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 daría como resultado:

Densidad de la esfera: 𝑑 =49.96 𝑔

6 𝑚𝑙= 8.32 g/ml

Densidad del cilindro: 𝑑 =57.60 𝑔

20 𝑚𝑙 = 2.88 g/ml



4

Concluyo que determinada la densidad de los dos objetos, que la esfera está compuesta por

Níquel y el cilindro está compuesto por Aluminio.

Segunda práctica de densidad:

Se va a determinar la densidad del diclorometano y del agua, para ello pesamos la probeta de

10 ml que disponemos dando como resultado 45.77 g. A continuación, llenamos la probeta

con 3 ml de diclorometano para determinar la densidad del líquido, la volvemos a pesarla

probeta con el líquido en su interior, dando de resultado 49.30 g.

Realizamos la operación de 45.77 g – 49,30 g= 3.53 g

Aplicando la fórmula de la densidad: 𝑑 =3.53 𝑔

3 𝑚𝑙= 1.176 g/ml

A continuación procedemos a determinar la densidad del agua haciendo la misma operación

descrita anteriormente, dando como resultado en la prueba realizada en laboratorio 0.94 g/ml.

Aunque es ya consabido que la densidad real es de aproximadamente 1 g/ml.

Concluyo que el diclorometano es, por tanto más denso que el agua.

Conclusiones finales:

La densidad es una de las propiedades características de las sustancias químicas. Se expresa en

g/ml. La densidad del agua corresponde a 1g/ml, aunque al determinarlo experimentalmente

hubo una pequeña discrepancia de 0.06 g/ml. Todas las muestras estudiadas dieron resultados

superiores en densidad en relación con el agua. Y por último, aunque todas las experiencias se

realizaron a temperatura ambiente, está podrá modificar la medición de la densidad al variar el

volumen generando un mínimo margen de error dependiendo de la temperatura a la que se

realice la medición.

SOLUBILIDAD

a) El objetivo de la práctica es realizar disoluciones con Nitrato de potasio, Cloruro de

sodio y con Bicarbonato de sodio.


Nitrato de potasio

Cloruro de sodio

Bicarbonato de sodio

3 buretas

3 matraces Erlenmeyer de 25 ml



5

1 baño de agua

3 soportes metálicos

3 pinzas metálicas

1 placa calefactora

1 termómetro

Disolución de Nitrato de potasio

En primer lugar se ha puesto a cero la balanza para evitar errores en la medición pesamos 2 g.

de Nitrato de potasio. A continuación, echamos el Nitrato de potasio en un tubo de ensayo y

añadimos la misma cantidad de agua cada vez (1 ml), de tal manera que comprobamos con

cada ml añadido como va disolviéndose, así hasta observar que se ha disuelto completamente

Para el nitrato de potasio nos ha hecho falta 6 ml de agua para una completa disolución.

Realizamos lo cálculos necesarios para determinar la solubilidad a temperatura ambiente.

6 ml 2g

X= solubilidad 33,33 g/100ml

100 ml x g

Disolución de Cloruro de sodio

Procedemos de la misma forma y con las mismas pautas que con el reactivo anterior y usando

las mismas mediciones. Para 2 g de cloruro de sodio hacen falta 11 ml de agua, por lo que:

11 ml 2g


100 ml x g

Disolución de Bicarbonato de sodio

Realizamos la misma siguiendo las mismas pautas pero cambiando la cantidad del reactivo,

que esta vez es 1 g. Se le añade la cantidad mínima de agua de 1 ml hasta disolver el soluto,

dando como resultado:

13 ml 1g


100 ml x g



6

2ª PRÁCTICA

SEPARACIÓN DE LÍQUIDOS INSOLUBLES O DECANTACIÓN.

a) El objetivo de la práctica es la comprobación de la mayor o menor densidad del

diclorometano frente al agua.

b) Comprobar cuál de los dos reactivos es más denso e identificar en que muestra está

disuelto el yodo.

c) Mostrar la reacción que se produce al mezclar los reactivos.


Diclorometano

Disolución acuosa de yodo al 0.1%

Tiosulfato de sodio

1 embudo de decantación

2 matraces Erlenmeyer de 100 ml

1 probeta de 50 ml

1 probeta de 5 ml

1 gradilla con dos tubos de ensayo

1 soporte metálico

1 arandela metálica

1 doble nuez metálica

1 espátula

En primer lugar se vierte en un tubo de ensayo una cantidad de 1 ml de diclorometano y 2 ml

de agua. Al agitar observamos que el agua se queda encima del diclorometano al ser menos

densa.

En este apartado, en primer lugar introducimos en un embudo de decantación 50 ml de

diclorometano. Después vertimos 50 ml de disolución acuosa de yodo.

Agitamos y comprobamos que el diclorometano es más denso que la disolución acuosa de

yodo, a continuación colocamos un matraz Erlenmeyer para recoger el diclorometano primero

por ser más denso y posteriormente la disolución acuosa en otro matraz. A este proceso se le

denomina decantación.

En un tubo de ensayo se introduce unas gotas de la disolución coloreada que hemos teñido

anteriormente y le añadimos unos cristales de tiosulfato de sodio. Al agitar observamos como

la disolución teñida pierde su color debido a que el tiosulfato sódico reacciona con el iodo

haciendo que este se separe del diclorometano.



7

Se concluye que la fase más densa es la del diclorometano, el Yodo está disuelto en el agua en

un principio y ha pasado al diclorometano por ser más soluble en este último compuesto. A

este fenómeno físico (puesto que no cambia la composición) se le denomina extracción. Pero

tras la agregación de Tiosulfato de sodio se produce un fenómeno químico que cambia la

composición y por eso desaparece el color característico que poseía anteriormente.

SEPARACIÓN DE LÍQUIDOS POR DESTILACIÓN.

a) El objetivo de la práctica es la separación de dos líquidos solubles e incoloros a través

de la destilación, para poder determinar qué productos son por medio de la

comprobación de sus densidades.


Plato poroso

1 manta porosa

1 matraz de fondo redondo de 500 ml

1 pieza acodada a 75º con boca roscada

1 termómetro

1 refrigerante

1 colector acodado con conexión para vacio

1 probeta de 100 ml

3 vasos de precipitados

2 soportes metálicos

2 pinzas metálicas

2 nueces metálicas

Se nos propone separar una solución desconocida. Para ello vertemos 100ml de la solución

desconocida en una probeta. Posteriormente esta cantidad la trasladamos al matraz de fondo

redondo con un trocito de plato poroso. Introducimos el matraz en la manta calefactora y

conectamos el codo de 750 centígrados. Abrimos el paso de agua por el refrigerante para que

circule la corriente de agua u provoque el enfriamiento de los gases. Observamos que a 78

grados centígrados la temperatura permanece constante y se comienza a recoger las primeras

gotas del primer líquido siendo éste alcohol etílico. Se obtiene 60 ml de dicho líquido.

Continuamos calentando hasta que a los 170 grados centígrados aproximadamente se

mantiene estable y comenzamos a obtener el segundo líquido siendo alcohol bencílico. Los

líquidos se recogen en vasos de precipitados distintos y dando un resultado tras finalizar la

destilación de 40 ml y de 21 ml respectivamente.

Aplicando la fórmula de la densidad del primer líquido 𝑑 =32.9 𝑔

40 𝑚𝑙= 0.81 g/ml



8

Aplicamos ahora la fórmula para el segundo líquido 𝑑 =20.75 𝑔

21 𝑚𝑙= 0.98 g/ml

Concluyo que a los 780 centígrados se comienza a destilar la primera fracción permaneciendo

constante debido al calor latente. El olor que desprende la sustancia es similar al alcohol,

aunque en realidad se trata del etanol. La segunda fracción comienza a destilar a los 1700

centígrados, el color de la nueva sustancia es algo más blanquecina y su olor es dulce. Se trata

del alcohol bencílico.

Por último, comentar que si en la sustancia inicial existieran otras sustancias sólidas, estas

quedarían en el matraz de fondo redondo.



9

3 ª PRÁCTICA

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

a) El objetivo de la práctica es la preparación de una disolución de tiosulfato de sodio

(S2O3Na2) 0.25 M. a partir de tiosulfato de sodio cinco hidratado (S2O3Na2 x 5H2O)

b) El objetivo de la siguiente práctica es la preparación de 100 ml de disolución de

amoniaco (NH3) 0.5 M. a partir de una disolución de amoniaco al 25 %


Tiosulfato de sodio cinco hidratado

Disolución de amoniaco del 25%

Matraz aforado de 250 ml

Matraz aforado de 100 ml

2 tapones de teflón

1 probeta de 5 ml

1 espátula

Preparación de una disolución de tiosulfato de sodio.

Tomando nota de los datos del problema incluidos en la pizarra

Tenemos que preparar un disolución de 250 ml de (S2O3Na2 x 5H2O). Se calcula el peso en

gramos del tiosulfato de sodio cinco hidratado a partir de los pesos mostrados por elementos.

Obteniendo 248 g, que correspondería a un mol de sustancia.

A continuación hallaríamos los moles de Tiosulfato necesarios para realizar una disolución

0.25 (M)

0.25 (M) =𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

0.25 𝑙 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =0.0625 moles de Tiosulfato de sodio

A continuación hallamos los gramos de soluto que tendremos que añadir

0.0625 moles de tiosulfato de sodio =𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑡𝑖𝑜𝑠𝑢𝑙𝑓𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜

157.92 𝑔 𝑑𝑒 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 = 9.87gramos de Tiosulfato de sodio

Para poder establecer la concentración exacta, ahora tenemos que hallar el porcentaje

correspondiente del Tiosulfato de sodio dentro del compuesto hidratado realizando una regla

de tres y obteniendo que de los 247.92 gramos del compuesto hidratado, el 157.92 es

tiosulfato por lo que tras la operación deducimos que para los 9.87 gramos necesarios, son

requeridos 15.49 g del compuesto hidratado.

Finalmente se diluyen los 15.49 g de (S2O3Na2 x 5H2O) en 250 ml de agua



10

Preparación de la disolución de amoniaco

Se pretende preparar una disolución de 100 ml de NH3 (amoniaco), 0.5 Molar utilizando una

disolución de NH3 al 25%

Planteamos las operaciones de la misma forma que el anterior.

0.5 (M) =𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

0.1 𝑙 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =0.05 moles de amoniaco

Tras la obtención de este dato, se procede a calcular el peso en gramos del amoniaco por

medio de la fórmula de

Número de moles =𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑛 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠

𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟

0.05 moles de Tiosulfato de sodio = 𝑥 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠

17 𝑔 (𝑃𝑀 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜) =0.85 g de NH3

Finalmente a través de una regla de tres se calcula los ml de disolución que tenemos que

agregar para realizar la disolución final.

Teniendo en cuenta que es al 25%, a 0.85 g le correspondería 3.4 ml de solución.

DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO POR EFECTO DEL IÓN

COMÚN

a) El objetivo de la práctica es observar el desplazamiento del equilibrio químico por

efecto del Ión común. NH3+H2O NH4+ + OH-

b) Segundo objetivo es el estudio del equilibrio químico de 2CrO4= + 2H+ Cr2O7

= + H2O


Disolución acuosa de trihidruro de nitrógeno (amoniaco) 0.5 Molar

Disolución acuosa de tetraoxocromato (VI) de potasio (cromato de potasio) 0.5

Molar

Disolución acuosa de ácido clorhídrico 6 Normal

Cloruro de amonio

Cloruro de magnesio

Hidróxido de sodio

1 gradilla

5 tubos de ensayos

1 pipeta de 5 ml

1 aparato de succión

1 espátula



11

NH3+H2O NH4+ + OH-

Tomamos dos tubos de ensayo y le añadimos a cada uno 4 ml de amoniaco (NH3) 0.5 molar, a

continuación añadimos una gota a cada tubo de fenolftaleína. En uno de los tubos de ensayo

agregamos unos cristales de cloruro de amonio (ClNH4), 200 mg aprox. y agitamos hasta la

disolución completa.

Se observa que el primero se obtiene un color rosa (básico) y al tubo de ensayo en el que

agregamos los cristales de cloruro de amonio (ClNH4) se vuelve mucho más claro, menos

básico. Esto se explica porque ha habido un desplazamiento en la reacción provocando que la

disolución se convierta más ácida. Esto se explica porque el cloruro de amonio (ClNH4)

provoca el desplazamiento del equilibrio para crear más amoniaco.

Posteriormente repetimos el procedimiento anterior, pero sustituyendo los cristales de cl oruro

de amonio (ClNH4) por cloruro de magnesio (Cl2Mg), 200 mg aprox. y agitamos. Observamos

que con el tubo que contiene cloruro de magnesio (Cl 2Mg) precipita en forma de hidróxido de

magnesio [ Mg(OH)2 ] y en el otro no ocurre precipitado alguno.

2CrO4= + 2H+ Cr2O7

= + H2O

Cogemos un tubo de ensayo y le añadimos 4 ml de disolución de cromato de potasio (CrO4), a

continuación en el mismo tubo agregamos unas gotas de ácido clorhídrico (HCL) 6 Molar. Se

observa que la reacción se desplaza hacia la derecha provocando cambio en el equilibrio

químico. El color se torna anaranjado, pero si le añadimos una lenteja blanca de NaOH (sosa

caústica), la reacción se desplaza hacia la derecha neutralizando el equilibrio.



12

4ª PRÁCTICA

DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO SALINO Y DEL PH DEL AGUA DEL

MAR

a) El objetivo de la práctica es determinar el contenido salino del agua del mar.

b) El objetivo es la determinación del PH de la muestra del agua del mar y compararla con

la del agua del grifo.


1 capsula de porcelana

1 placa calefactora

1 arandela de soporte

1 rejilla de amianto

1 gradilla

6 tubos de ensayo

1 pipeta

Agua de mar

Agua de grifo

Disolución de azul de bromotimol

Disolución de púrpura de meta-cresol

Tomamos la cápsula de porcelana y la pesamos dando 75.44 g., llenamos la probeta con 50 ml

de agua salada y vertimos el agua de mar sobre la cápsula obteniendo una pesada de todo el

conjunto de 125.91 g. A continuación calentamos en la placa calefactora hasta que se evapora

para así obtener la sal.

Una vez evaporada el agua se procede al pesado de la cápsula y su contenido en varias fases,

tras cada pesada se vuelve a colocar en la placa calefactora hasta que coincida las mediciones,

lo que nos indicará que todo el agua se ha evaporado por completo

1ª pesada 78.21g

2ª pesada 77.38g

3ª pesada 77.31g

4ª pesada 77.31g – 78.21g = 0.9 g

Como lo solicitado es el tanto por ciento de sal que hay en el agua de mar, se realizan los

cálculos necesarios de:



13

Si para 50 ml de agua de mar hay 0.9 g de sal, para 100 ml hay 1.8 g de sal.

Continuamos con los problemas requeridos. Vertemos 0.5 ml, 1 y 1.5 ml de agua con sal en

tres tubos de ensayos por medio de la pipeta. Repetimos las cantidades en otros tres tubos de

ensayos. En tres de ellos vertemos también un indicador como el bromotimol y agitamos. Tras

esto y con la ayuda de las tablas de PH observamos que los indicadores son superiores a 7.6,

por lo que repetimos el procedimiento con las otras tres muestras y con meta-cresol para

comprobar el PH dando como resultado un índice de 8.6.

Seguidamente realizamos el mismo procedimiento, pero con agua del grifo. Marcamos las

mismas pautas descritas en el procedimiento anterior pero con el indicador de bromotimol

podemos concluir que el PH del agua del grifo es de 7.2.

Finalizada la práctica se concluye que el meta-cresol ha sido el indicador más fiable para el

agua de mar, mientras que el bromotimol ha sido suficiente para detectar el del agua de grifo.

VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE

a) Determinación de la cantidad de ácido clorhídrico en una disolución acuosa

Materiales y reactivos usados

1 soporte metálico

1 nuez metálica

1 pinza metálica

1 bureta

1 embudo de vidrio

1 probeta de 50 ml

1 matraz Erlenmeyer de 250 ml

Vertemos en una bureta hidróxido de sodio (NaOH) 0.3546 Normal, luego vertemos en un

matraz Erlenmeyer 50 ml de ácido clorhídrico (HCL) de concentración desconocida y

agregamos una gota de fenolftaleína para saber cuando se produce el viraje. Después se abre

la bureta, dejamos que poco a poco caiga la solución acuosa de NaOH (todo el procedimiento

sin dejar de remover el matraz Erlenmeyer) y se observa cuando el HCL pasa a ser rosa.

En dos intentos determinamos al realizar los cálculos necesarios que:

1º Intento

8ml x 0.3546 mol/1000 ml = 0.0028 moles

0.0028 moles HCL x 36.5 g/1 mol= 0.102 g

La concentración será: 1000 ml x 0.102 g/24 ml=4.25g



14

2º intento

7ml x 0.3546 mol/1000 ml= 0.0024 moles

0.0024 moles x 36.5 g/ 1 mol= 0.087 g

La concentración será: 1000 ml x 0.087g/24 ml= 3.65 g

Como finalización de la práctica se explica que el viraje se ha producido por llegar a un

equilibrio entre ácido-base (dato que nos confirma el cambio de color de la fenolftaleína que

ha pasado de transparente a rosa) En este momento de la neutralización el núme ro de

equivalentes-gramos es el mismo.



15

5ª PRÁCTICA

CINÉTICA QUÍMICA: ESTUDIO CUALITATIVO

a) Determinación de la velocidad de reacción

Materiales y reactivos usados

1 placa calefactora

1 baño

1 pinza de madera

1 termómetro

1 gradilla

6 tubos de ensayos

1 probeta de 5 ml

1 pipeta

1 embudo de vidrio

Cinc (polvo)

Hierro (limaduras y clavo)



Medida de la velocidad de reacción

Vertemos en un tubo de ensayo 3 ml de la disolución de HCL 2N y vertemos, previo

pesado exacto, 0.2 g de cinc en polvo. Tras medir con un cronómetro el periodo de

tiempo de reacción del Zn con el HCL, que pasa a ZnCl2 (cloruro de cinc) con

desprendimiento de H2 en exactamente 28 segundos.

Usando la fórmula de 𝑉𝑚 =variación de la concentración

𝑖𝑛𝑡𝑒𝑟𝑣𝑎𝑙𝑜 𝑑𝑒 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜 podemos determinar que

La velocidad de reacción ha sido 0.0363 g/seg.

Factores que afectan a la velocidad de reacción

Realizamos el mismo procedimiento, pero esta vez usando la disolución 6 Normal , pero

en esta ocasión acabó el tiempo de prácticas y la reacción continuaba su proceso. Lo que

nos indica que la velocidad a la que se realiza es considerablemente superior a la

anterior.



16

Reacción: Zn + 2HCL ZnCl2 + H2 (g)

Para las siguientes experiencias se siguen las mismas pautas del ensayo anterior, pero

sustituyendo el reactivo Zn, por el Fe (hierro) en forma de limaduras y de clavo y con

disolución de HCL 6 Normal.

Las conclusiones que se observan dan como resultado que dependiendo de la cantidad

de superficie expuesta de hierro (Fe) al ácido clorhídrico (HCL) acelera la reacción

llegando producirse la reacción en la que los productos finales son cloruro de hierro

(FeCl3) y desprendimiento de hidrógeno (H2)

Reacción: 2Fe + 6HCL 2FeCl3 + 3H2 (g)

Por último se vuelve a realizar la misma experiencia anterior con limaduras de Fe

(hierro) y la disolución de HCL 6 Normal, pero aumentando la temperatura por medio de

un baño a 90o, durante 15 minutos. Se desprende como conclusión que, no sólo la

concentración de los reactivos afecta las velocidades de las reacciones, sino que la

temperatura también afecta estas velocidades.

informe prácticas de química

Science