M ANUAL DE PRÁCTICAS DE

  2012

  M ANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE Q UÍMICA

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Francisco López Sosa

  1 F RANCISCO L ÓPEZ S OSA DR © 2012 Francisco López Sosa-Universidad Nacional Autónoma de México Contacto: iqm_pautor@gmail.com Prohibida la reproducción total o parcial por cualquier medio sin la autorización escrita del titular de los derechos patrimoniales.

ANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA M

CONTENIDO

  

GTE 1. Identificación del equipo y reglas de seguridad del laboratorio de química…………...….6

GTE 2. Propiedades de las sustancias: densidad y viscosidad ………………………….……..…..9

GTE 3. Transformación de estados de agregación de la materia 1: …………….…...….……….12

determinación de la temperatura de ebullición de agua, metanol y etanol en la Ciudad de México

GTE 4. Transformación de estados de agregación de la materia 2: ……………………………..14

determinación de la temperatura de solidificación de agua y vinagre comercial en la Ciudad de México

GTE 5. Métodos de separación de mezclas 1: ………………………………………………………16

contenido de alcohol en bebidas comerciales GTE 6. Métodos de separación de mezclas 2: ………………………………………...……………19 extracción de aceites esenciales mediante destilación por arrastre de vapor GTE 7. Métodos de separación de mezclas 3: cristalización fraccionada ……………………….22 GTE 8. Métodos de separación de mezclas 4: ext racción con solventes………………………...24 GTE 9. Métodos de separación de mezclas 5: colorantes en la gelatina…………………………26

GTE 10. Azúcar: ¿elemento ó compuesto?................................................................................28

GTE 11. Clasificación de elementos en la tabla periódica 1: metal ó no- metal………………….30

GTE 12. Clasificación de elementos en la tabla periódi ca 1: sales a la llama……………………32

  GTE 13. El modelo atómico nuclear: construcción de un modelo físico a es cala……………….34

GTE 14. El enlace químico: ¿iónico ó covalente?.......................................................................36

GTE 15. Estructuras de Lewis 1: ¿alcano ó alqueno?................................................................39

GTE 16. Estructuras de Lewis 2: ¿metanol ó etanol?.................................................................41

GTE

  17. Preparación de helado……………………………………………………………………….43

ACERCA DEL AUTOR

  

Francisco López Sosa es profesor de Física y Química en el Colegio Nacional

  de Matemáticas Plantel Mixcoac. Desde 2008 ha impartido clases en diferentes cursos de dicha institución, como son: “Bachillerato Tecnológico” incorporado a la SEP en su sistema escolarizado,

  “Ingreso a UNAM”, “Ingreso a Politécnico”, “Ingreso a Bachillerato” y “CENEVAL”. Sustenta el grado de pasante de Ingeniería Química Metalúrgica recibido por la Facultad de Química de la Universidad Nacional Autónoma de México. Contacto: iqm.pautor@gmail.com

REFACIO P

  El presente trabajo es una recopilación de experimentos tomados de diferentes fuentes; incluye las citas y reconocimientos pertinentes, respetando la probidad intelectual. Está dirigido y adaptado a escuelas de tipo particular que no cuentan con una infraestructura requerida para prácticas de laboratorio que exigirían mayores sistemas de seguridad (como campanas de extracción de gases).

  El objetivo de este manual es el de atraer a los estudiantes al camino de la Química. La realización de las prácticas que forman parte de este trabajo, definirán su gusto por esta maravillosa disciplina científica, facilitando la comprensión de los conceptos adquiridos durante su educación media superior.

  Cada Guión de Trabajo Experimental (GTE) fue diseñado con la finalidad de realizar prácticas experimentales seguras, empleando reactivos de bajo nivel de peligrosidad, y estipulando las normas necesarias para salvaguardar la integridad personal tanto de alumnos como de personal docente.

  Los cuestionarios incluidos al final de cada práctica, pretenden ser una guía para la elaboración de los reportes del trabajo experimental. El alumno puede basarse en las preguntas propuestas para elaborar una discusión de resultados y a su vez generar las conclusiones apropiadas. Pero eso es sólo una sugerencia, el docente encargado del curso será quien defina la forma de reportar los resultados.

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UÍMICA

  5. Uso de cabello recogido, zapatos cerrados y con suela de goma. Queda estrictamente prohibido el uso de prendas de tela sintética que no cubra por completo la bata, ya que son altamente inflamables.

  11. Todos los frascos que contengan sustancias deberán mantenerse tapados y debidamente etiquetados con los datos de cada sustancia.

  10. Cuando se realicen reacciones que desprendan gases tóxicos, la operación deberá de realizarse bajo una campana de extracción.

  9. No arrojar residuos al drenaje, designar recipientes para almacenarlos y posteriormente tratarlos de manera adecuada.

  8. No tocar, ingerir ni oler ninguna sustancia, en caso de hacerlo por accidente se debe dar aviso de inmediato al docente encargado.

  NUNCA AÑADIR AGUA AL ÁCIDO [2], ya que la reacción puede ser explosiva. Si el recipiente se calienta demasiado, realizar la operación en un baño con hielos.

  7. La disolución de ácidos concentrados debe realizarse de la siguiente manera: Utilizar recipientes de pared delgada. Añadir una cama de agua previa a la incorporación del ácido.

  6. Todo material caliente (tubos de ensayo, varillas de vidrio o vasos de precipitados) deben colocarse sobre telas de asbesto.

  4. Debe notificarse al profesor el uso de lentes de contacto o cualquier tipo de implante en el cuerpo.

  1 I. Q. M. F RANCISCO L ÓPEZ S OSA G

UIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL

  3. Es obligatorio el uso de bata de algodón, guantes de látex y gafas de seguridad durante la permanencia dentro del laboratorio.

  2. Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente responsable del grupo.

  1. No deben realizarse experimentos sin la autorización y presencia del docente responsable del grupo.

  Parte 1. Procedimiento. Lectura y explicación del Listado de normas de seguridad, sustancias peligrosas y procedimientos a realizar en caso de accidentes. Medidas de seguridad [1].

  implementadas en los laboratorios de trabajo, para disminuir la probabilidad de ocasionar accidentes en el mismo.

  

Objetivos. Que los alumnos estén al tanto de las normas de seguridad

  1 I DENTIFICACIÓN DEL EQUIPO Y REGLAS DE SEGURIDAD DEL LABORATORIO DE

QUÍMICA

  12. No trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo.

  13. No ingerir alimentos ni bebidas dentro del laboratorio. No fumar.

  14. Mantener la disciplina y estar atento a las instrucciones del docente. Sustancias que deben usarse con precaución [3].

  1. Ácido fluorhídrico (HF). Causa quemaduras de acción retardada en la piel, en contacto con las uñas causa fuertes dolores, y sólo si se atiende a tiempo se puede evitar la destrucción de los tejidos incluso el óseo. 2. Ácido nítrico (HNO

  3 ). Daña permanentemente los ojos en unos

  segundos y es sumamente corrosivo al contacto con la piel, produciendo quemaduras y manchas de color amarillo por acción sobre las proteínas. 3. Ácido sulfúrico (H SO ), fosfórico (H PO ) y clorhídrico (HCl). Las

  2

  4

  3

  4

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

  En caso de accidente con alguna de las anteriores sustancias, hay que comunicarlo inmediatamente al docente encargado. Lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada. Si la quemadura fuera en los ojos, acudir al servicio médico más cercano después de realizar el lavado. Si fuera extensa, llevar al lesionado al chorro de agua de la regadera inmediatamente y acudir al servicio médico después.

  Cuestionario

  El alumno realizará un mapa mental que contenga todas las medidas de seguridad antes explicadas.

  Parte 2 Materiales y sustancias. Todo el material y sustancias que el laboratorio tiene disponible y que va a ser utilizada a lo largo del curso.

Procedimiento. El profesor mostrará cada pieza del material de laboratorio y

explicará de manera detallada la aplicación del mismo. Cuestionario. Identifica el material presentado en cada una de las siguientes figuras, colocando su nombre y una breve descripción de su utilidad [1].

  Bibliografía.

  1. A. R. Rivera Gómez, Manual de laboratorio de química, Instituto Tecnológico de Chihuahua, Agosto 2002, Pp. 4-7.

  2. A. Garritz, Química verde y reducción de riesgos, Educación Química, 20[4], Pp. 394-397, 2009.

  Universidad Nacional Autónoma de México, Facultad de Química UNAM, Instituto Mexicano del Petróleo, Petróleos Mexicanos, Cámara Nacional de la Industria de la Transformación, Asociación Nacional de la Industria Química.

  

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UIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL

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  2 ROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS DENSIDAD Y VISCOSIDAD

P : [1]

  

Objetivos. Evaluar de manera experimental la densidad y viscosidad como

  propiedades de la materia para dos sustancias químicas. Clasificar dichas propiedades como intensivas-extensivas, físicas-químicas y generales- particulares-específicas.

  Antecedentes.

  Las propiedades de las sustancias son sus cualidades características [1]. Son las que permiten afirmar, con base en la observación, si estamos frente a una sustancia determinada u otra. Un atributo básico de la materia es la de poseer masa. Ésta es una de sus propiedades más fundamentales. Sobre la superficie de la Tierra, la presencia de la masa de un cuerpo se refleja en la atracción del planeta sobre él, de acuerdo con la Ley de Gravitación [1]. Así de la masa deriva entonces el concepto de peso. Las propiedades pueden clasificarse en extensivas e intensivas. Las primeras dependen de la dimensión de la muestra (su masa o su volumen, por ejemplo) y las segundas no cambian en función del tamaño de la muestra (la densidad, entre muchas otras), es decir, son características de las sustancias y no de muestras particulares de ellas [1]. Otra clasificación habitualmente usada es propiedades generales, particulares

  

y específicas. Las primeras son aquellas que se encuentran en toda la materia

  y dependen de la cantidad de sustancia por lo que también entran en la clasificación de extensivas. Las segundas, están en un grupo determinado de materiales, por lo que pueden ser tanto extensivas como intensivas. Por último, las propiedades específicas son las que permiten distinguir unas sustancias de otras y no dependen de la cantidad, por lo que también se clasifican dentro del grupo de las intensivas [1].

  La densidad es la relación entre la masa de una sustancia contenida en la unidad de volumen. Por ejemplo, la densidad del cloruro de sodio es

  3

  3 =2.163g/cm ó =2163kg/m .

  ρ NaCl ρ NaCl La viscosidad (o más formalmente, coeficiente de viscosidad cinemática) se refiere a la resistencia que opone una capa de fluido en reposo a otra que está en movimiento. El coeficiente de viscosidad cinemática es la fuerza (en Newtons), por unidad de área (metros cuadrados), requerida para mantener una diferencia unitaria en la velocidad de las dos capas de fluido (un metro

  • 5

  sobre segundo). Por ejemplo, la viscosidad para el N

  2 a 0°C es

  η=1.781x10 kg/(ms).

  Materiales y sustancias.

  2 vasos de precipitados de 500 mL de aceite para 250 mL (ó de la capacidad cocina. disponible).

  2 canicas pequeñas. 3 probetas graduadas de 100 1 agitador de vidrio. mL (ó de la capacidad disponible).

  500 mL de agua de la llave.

  Procedimiento.

  Primera parte.

  1. Medir 100 mL de agua de la llave y 100 mL de aceite para cocina.

  2. Mezclarlos en uno de los vasos de precipitados.

  3. Agitarlos vigorosamente durante unos segundos y dejarlos reposar.

  4. Registrar observaciones.

  Segunda parte.

  5. Coloca poca cantidad de cada sustancia entre tus dedos y frótalos.

  6. Anota tus observaciones.

  7. Medir otros 100 mL de ambas sustancias y colocarlos en las dos probetas restantes.

  8. Soltar 1 canica desde la superficie de cada sustancia.

  9. Medir cuantitativamente el tiempo que le toma a las canicas deslizarse hasta el fondo de las probetas.

  10. Registrar sus observaciones. Cuestionario Primera parte.

  1) Investiga la densidad de cada una de las sustancias empleadas en los experimentos. 2) ¿Qué tipo de mezcla es la que se forma entre el agua y el aceite? 3)

  ¿Cuál de estas sustancias se va al fondo y cual “flota”? 4) Explica la razón por la cual una de las sustancias permanece abajo y la otra arriba.

  5) De las observaciones realizadas durante la práctica, ¿qué sustancia posee mayor densidad? Confirma tu respuesta con los datos investigados en la literatura. Segunda parte.

  6) Investiga el valor del coeficiente de viscosidad cinemática para las sustancias usadas en los experimentos. 7) ¿Con cuál sustancia te costó más trabajo deslizar tus dedos? 8) ¿Cuál sustancia demoró más la llegada de la canica al fondo de la probeta?

  9) De las observaciones realizadas durante la práctica, proponer cual sustancia posee mayor viscosidad. Confirmar su predicción con los valores investigados en la literatura.

  Bibliografía.

  1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 19-21.

  

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UIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL

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  3 RANSFORMACIÓN DE ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA T 1:

  

D ETERMINACIÓN DE LA TEMPERATURA DE EBULLICIÓN DEL AGUA , METANOL Y

ETANOL EN LA C

  IUDAD DE M ÉXICO

Objetivos. Hallar los valores de las temperaturas de ebullición del agua,

  metanol y etanol de forma experimental. Comparar los valores obtenidos con los reportados en la literatura. Explicar las razones por las cuales se presentan diferencias entre los valores teóricos y experimentales.

  Antecedentes.

  Toda la materia presenta tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Si el calor, como se infiere en la teoría cinética, es energía, los estados de agregación de la materia dependen de su contenido de calor. Un cambio de un estado a otro incluye la sustracción ó adición de una cierta cantidad de calor por gramo de sustancia [1].

  La ebullición es el cambio de estado que tiene lugar no sólo en la superficie de la sustancia (a diferencia de la evaporación), sino dentro de la misma, aun muy profundamente, donde el calor es aplicado tal vez por una flama. Si la superficie del líquido es cubierta, las moléculas quedan encerradas arriba de la superficie del líquido y originan una presión conforme se acumulan; a una temperatura dada existe un valor máximo que puede alcanzar esta presión para un líquido en particular, llamada presión de vapor saturado. A esa temperatura probablemente las moléculas que salen del líquido al vapor son en igual número a las moléculas que pasan del vapor al líquido. Desde este punto de vista, el punto de ebullición de un líquido es simplemente la temperatura a la que la presión de vapor saturado coincide con la presión atmosférica [1].

  

“Cambios de la temperatura de ebullición con la presión”. La temperatura de

ebullición de un líquido no es un valor fijo, sino que depende de la presión.

  A medida que la presión aumenta, la temperatura de ebullición aumenta también, sin embargo si la presión disminuye, el punto de ebullición también. Esto se puede explicar fácilmente con la presión de vapor saturado, en el momento que la presión de la atmósfera disminuye, la presión de vapor necesita vencer cada vez una fuerza menor, por lo que necesita de menos calor para lograrlo y esto impacta en que la temperatura requerida sea menor [1].

  Materiales y sustancias.

  3 vasos de precipitados de 500 mL 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol

  1 soporte universal o tripié metálico 1 rejilla de alambre con tela de asbesto 1 termómetro de vidrio 200 mL de agua 200 mL de metanol 200 mL de etanol

  Procedimiento.

  1. Colocar 50 mL de agua en uno de los vasos de precipitados.

  2. Encender la flama y colocarla debajo del tripié o soporte universal.

  3. Poner el vaso a la flama sobre la rejilla de alambre con tela de asbesto.

  4. Monitorear la temperatura todo el tiempo durante el calentamiento de la muestra.

  5. Registrar el valor de temperatura cuando crea que ha comenzado la ebullición (comiencen a observarse numerosas burbujas subiendo a través de la masa de sustancia desde el fondo de la misma).

  6. Repetir los pasos 1 a 5 con el metanol y etanol.

  7. Realizar la prueba por triplicado para cada sustancia.

  8. Calcular el promedio de los tres valores obtenidos.

  Cuestionario.

  1) ¿En qué momento decidió que ya había comenzado la ebullición (cuál criterio se usó)? 2) Investigar los valores de las temperaturas de ebullición de las sustancias empleadas en la práctica y compararlos contra los determinados experimentalmente. 3) ¿Hay diferencias entre las temperaturas teóricas y experimentales? Explique las razones que generan dichas diferencias.

  Bibliografía.

  1. Clarence E. Bennett, Física sin matemáticas, Compañía Editorial Continental S. A. de C. V., México, 1996, Pp. 133-136.

  

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UIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL

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  4 RANSFORMACIÓN DE ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA T 2:

  

D ETERMINACIÓN DE LA TEMPERATURA DE SOLIDIFICACIÓN DEL AGUA Y VINAGRE

COMERCIAL EN LA C

  IUDAD DE M ÉXICO

Objetivos. Hallar los valores de las temperaturas de congelación del agua y

  vinagre de forma experimental. Comparar los valores obtenidos con los reportados en la literatura. Explicar las razones por las cuales se presentan diferencias entre los valores teóricos y experimentales.

  Antecedentes.

  Al cambio de líquido a sólido y viceversa es llamado respectivamente, congelación y fusión. La extracción de calor produce la transformación denominada congelación, con su respectiva disminución de la temperatura [1]. La cantidad de calor necesaria para cambiar de estado a un gramo de una sustancia de líquido a sólido, o viceversa, sin cambio en su temperatura, se llama calor de fusión de dicha sustancia [1]. Como es de esperarse (por lo visto en la práctica anterior), la temperatura de congelación aumenta con aumentos de la temperatura, aunque en éste caso las variaciones de temperatura no son tan sensibles a cambios considerables de presión [1].

  Materiales y sustancias.

  2 vasos de precipitados de 500 mL 1 cubeta de plástico 1 espátula metálica 1 termómetro de vidrio 200 mL de agua 200 mL de vinagre blanco destilado con un contenido de 5% de ácido acético 1 bolsa de sal de grano (de cocina)

  1 bolsa de hielo Procedimiento.

  1. Colocar 50 mL de agua en uno de los vasos de precipitados.

  2. Colocar en la cubeta una cama de hielo (de preferencia picado), seguido de una cama de sal de grano.

  3. Repetir sucesivamente el paso 2 hasta obtener un volumen suficiente de hielo-sal para cubrir el 90% del vaso de precipitados.

  4. Introducir el vaso de precipitados en el sistema hielo-sal, y girar el vaso sobre su eje axial de modo que la superficie del vaso friccione con el hielo-sal.

  5. Raspar cuidadosamente las paredes del vaso haciendo contacto con el agua dentro del mismo, esto para inducir la solidificación.

  6. Monitorear la temperatura todo el tiempo durante el enfriamiento de la muestra.

  7. Registrar el valor de temperatura cuando crea que han aparecido los primeros cristales de la muestra.

  8. Repetir los pasos 1 a 7 con el vinagre.

  9. Realizar la prueba por triplicado para cada sustancia.

  10. Calcular el promedio de los tres valores obtenidos.

  Cuestionario.

  1) ¿En qué momento decidió que ya había comenzado la congelación (cuál criterio se usó)? 2) Investigar los valores de las temperaturas de congelación de las sustancias empleadas en la práctica y compararlos contra los determinados experimentalmente. 3) ¿Hay diferencias entre las temperaturas teóricas y experimentales? Explique las razones que generan dichas diferencias.

  Bibliografía.

  1. Clarence E. Bennett, Física sin matemáticas, Compañía Editorial Continental S. A. de C. V., México, 1996, Pp. 137-138.

  

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ÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS ONTENIDO DE ALCOHOL EN BEBIDAS

  M 1: C

COMERCIALES

  

Objetivos. Que el alumno determine de manera experimental el porcentaje de

  alcohol presente en las bebidas alcohólicas. Que el alumno evalúe la eficiencia del proceso de evaporación como método de separación de mezclas.

  Antecedentes.

  En la naturaleza, la gran mayoría de las sustancias se encuentran formando mezclas de muy diversos tipos [1]. Por ejemplo: Tomamos el principio activo de una medicina, que está mezclado con otros componentes y con el excipiente, [2] En el hogar usamos limpiadores cuyos antisépticos están mezclados con detergentes y con agua, como vehículo [2]. No obstante, en muchas ocasiones es necesario, o sencillamente deseable, obtener por separado a las sustancias componentes de una mezcla, o conocer la composición de dicha mezcla. A esto se dedica el Análisis Químico [2]. Los componentes de una mezcla pueden concentrarse o separarse de la misma mediante procesos de separación [2]. Un proceso de separación es el que se lleva a cabo cuando se trata una mezcla para obtener ya sea cada uno de sus componentes, o mezclas más sencillas de alguna de éstas [1]. La destilación es un método de separación que consiste en llevar una mezcla líquida a ebullición en un matraz de destilación. La mezcla puede estar compuesta únicamente por líquidos miscibles (que se disuelven por completo uno en el otro) o puede contener también algún sólido disuelto. Cada uno de los líquidos en la mezcla conserva su tendencia a evaporarse y hierve al alcanzar la cercanía de su temperatura de ebullición [2]. El vapor que se desprende inicialmente está compuesto principalmente por el líquido con menor temperatura de ebullición (L

  1 ). Este vapor se hace pasar por un refrigerante o condensador, y se coloca en un recipiente [2].

  La evaporación es una alternativa al proceso de destilación, que consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Éste método se emplea si no existe interés en utilizar el componente evaporado. El resto de los componentes de la mezcla quedan en el envase [1].

  Los principales componentes de las bebidas comerciales son el alcohol y el agua. Estos dos líquidos tienen diferentes puntos de ebullición: a nivel del mar el del alcohol (etanol) es 78.5°C y el del agua, 100°C. En ciudades donde la presión atmosférica es menor (como en la Ciudad de México), estas temperaturas de ebullición son un poco menores. Esto permite utilizar los métodos de destilación y evaporación para separar el alcohol en cada una de las mezclas de una manera bastante sencilla, ya que éste hierve antes que el agua [2].

  Materiales y sustancias.

  1 matraz de Erlenmeyer. 1 termómetro de vidrio. 1 soporte universal con anillo de hierro o un tripié metálico. 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol. 1 tela de alambre con asbesto. 1 probeta graduada de 100 mL. 100 mL de alguna bebida comercial (cerveza, brandy, ron).

  Procedimiento.

  1. Elegir una bebida y coloca 30 mL en el matraz.

  2. Colocar el matraz en el soporte sobre la malla con tela de asbesto.

  3. Comienza a calentar la mezcla empleando la lámpara de alcohol.

  4. Monitorear la temperatura de la superficie de la mezcla durante todo el experimento.

  5. Tratar de mantener la temperatura lo más cercana posible a los 80°C, colocando y retirando la llama del sistema.

  6. Interrumpir el calentamiento cuando deje de presentarse evaporación (interrupción del burbujeo en la mezcla).

  7. Medir el volumen restante de agua en el matraz.

  8. Repetir el experimento con al menos dos bebidas diferentes.

  Cuestionario.

  1) ¿En qué momento decidió terminar el calentamiento de la mezcla? 2) ¿El residuo huele o sabe a alcohol? 3) Proponer un mejor criterio para elegir el momento de interrupción del calentamiento de la mezcla.

  4) ¿La separación se llevó a cabo al 100%? Aproximadamente, ¿qué porcentaje de eficiencia presentó este método de separación de mezclas?

  5) ¿Se podría emplear éste método para separar una mezcla de 2-propanol (T eb =82.3°C) y 2-metil.2.propanol (T eb =82.8°C)? Explique su respuesta. 6) Investigue la fórmula que permite calcular el porcentaje Volumínico de una solución. 7) Determine el porcentaje de agua y de alcohol que posee cada mezcla tratada en la presente práctica.

  Bibliografía

  1. James N. Spencer, George M. Bodner y Lyman H. Rickard. Química:

  estructura y dinámic,. Compañía Editorial Continental, Primera edición, México, 2000, Pp. 4-7.

  2. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 22-23.

  3. D. Cruz-Garritz, José A. Chamizo y A. Garritz, Estructura atómica: un

  enfoque químico, Facultad de Química, Universidad Nacional Autónoma de México, Addison-Wesley Iberoamericana S. A., 1987, Pp. 21-23.

  

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ÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS EXTRACCIÓN DE ACEITES ESENCIALES

  M 2:

MEDIANTE DESTILACIÓN POR ARRASTRE DE VAPOR [1]

  

Objetivos. Aplicación de la destilación por arrastre de vapor para la obtención

  de aceites esenciales de plantas aromáticas. Explicación de los fundamentos químicos de dicha técnica de separación de mezclas.

  Antecedentes.

  La destilación por arrastre con vapor es una técnica usada para separar sustancias orgánicas insolubles en agua y ligeramente volátiles, de otras no volátiles que se encuentran en la mezcla, como resinas o sales inorgánicas. Cuando se tienen mezclas de líquidos que no son miscibles entre sí, se tiene un tipo de destilación que sigue la ley de Dalton sobre las presiones parciales.

  Como resultado de este comportamiento, y cuando uno de los componentes es agua, al trabajar a presión atmosférica, se puede separar un componente de mayor punto de ebullición que el del agua a una temperatura menor a 100º (92º en el D.F.) Debido a lo anterior, con esta técnica se pueden separar sustancias inmiscibles en agua y que se descomponen a su temperatura de ebullición o cerca de ella, por lo que se emplea con frecuencia para separar aceites esenciales naturales que se encuentran en hojas, cáscaras o semillas de algunas plantas (té limón. Menta, canela, cáscaras de naranja o limón, anís, pimienta, etc.) Los aceites esenciales también pueden aislarse de sus fuentes naturales por medio de la extracción con disolventes orgánicos. Dependiendo de la técnica que se utilice para el aislamiento, será la pureza y rendimiento del aceite esencial.

  Materiales y sustancias.

  2 matraces Erlenmeyer graduados de 125 y 250 mL respectivamente 1 refrigerante para agua con mangueras 1 equipo para arrastre de vapor como se muestra en la Figura 1 1 embudo de vidrio 1 probeta graduada de 25 mL 1 vaso graduado de precipitados de 250 mL 1 tubo capilar 1 frasco vial 1 tripié metálico

  1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol 1 rejilla de alambre con asbesto Té de limón (zacate-limón) u otro material proporcionado por el alumno que sirva para extracción por arrastre de vapor. Agua Acetato de etilo Sulfato de sodio anhidro Figura 1. Esquema del equipo para arrastre de vapor.

  Procedimiento [1].

  1. Monte el equipo que se muestra en la Figura 1.

  2. Coloque aproximadamente 150 mL de agua destilada en el matraz No. 1 (generador de vapor).

  4. Con el mechero, caliente hasta ebullición el matraz No. 1 a fin de generar el vapor que pasará al matraz No. 2, extrayéndose de esta manera el aceite esencial de té limón, que inmediatamente es arrastrado por el vapor de agua en un proceso de co-destilación.

  5. Suspenda el calentamiento cuando el volumen del destilado sea de 100 mL aproximadamente.

  6. De este destilado extraiga totalmente el aceite esencial, colocando en el embudo de separación cantidades 1:1 del destilado y de acetato de etilo.

  7. Agita diez veces, abriendo la llave del embudo después de cada agitación (para liberar la presión generada por la agitación).

  8. Deja reposar hasta que haya una buena separación de las dos fases.

  9. Las fases acuosas se desechan y los extractos orgánicos se colectan en un matraz Erlenmeyer de 50 ml, agregue entonces la cantidad necesaria de sulfato de sodio anhidro para eliminar el agua remanente. Filtre o decante el extracto seco y colóquelo en un vial.

  Cuestionario.

  1) Describa cuál es el aspecto que presenta el extracto obtenido. 2) ¿Qué características en una sustancia la hacen susceptible de ser aislada por el método de destilación por arrastre con vapor?

  Bibliografía.

  1. Departamento de Química Orgánica de la Facultad de Química, UNAM, Manual de laboratorio de química orgánica 1.

  

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ÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS RISTALIZACIÓN FRACCIONADA

  

M 3: C [1]

Objetivos. Que el alumno refuerce en su entendimiento los conceptos de

  solubilidad y cristalización. Que sea capaz de responder al final de la práctica la pregunta: ¿cuál es más soluble en agua, el azúcar o la sal?

  Antecedentes.

  La cristalización es un proceso que se utiliza principalmente cuando se desea separar a un sólido disuelto (soluto) en un disolvente. La solubilidad de un soluto en un disolvente tiene generalmente un límite, que se mide en unidades de masa de soluto por unidades de masa ó volumen de disolvente a una temperatura dada. A este límite se le conoce como saturación y se dice que una solución está saturada, si no acepta la solubilización de más soluto [1].

  Así por ejemplo, se sabe que la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) es de 39.12g en 100g de agua a 25°C. Si el volumen de disolvente disminuye mientras la temperatura se mantiene constante, el soluto tenderá a cristalizar. Como generalmente la solubilidad de un soluto aumenta con la temperatura, una disminución en ella también favorece la cristalización del soluto [2]. Es posible que si se tienen dos o más solutos presentes en una disolución, al evaporarse parcialmente el disolvente cristalice sólo uno de ellos, al menos soluble. Éste puede separarse por filtración, para luego seguir evaporando el disolvente hasta la cristalización de un segundo soluto, y así sucesivamente. A este proceso repetitivo, en el que logran separarse entre sí solutos de una disolución gracias a sus distintas solubilidades, se le llama cristalización

  fraccionada [1]. Materiales y sustancias.

  1 vaso de precipitados de 250 mL 1 vaso de precipitados de 500 mL 1 vaso de cristal “casero” 1 soporte universal con aro metálico ó un tripié metálico

  1 rejilla de alambre con tela de asbesto 1 mechero de Bunsen o lámpara de alcohol 1 agitador de vidrio 1 embudo de vidrio 1 refrigerador Filtros para café Azúcar

  Sal Procedimiento [1].

  1. Medir una cuarta parte del vaso de precipitados de 250 mL con azúcar.

  2. Realizar la misma operación con sal.

  3. Mezclarlos con 400 mL de agua en el vaso de precipitados de 500 mL.

  4. Calentar la mezcla y agitarla gasta lograr la disolución total de ambas sustancias.

  5. Si observa que queda alguna pequeña cantidad de cristales sin disolverse, o alguna impureza, pasa la mezcla a través de un papel filtro previamente pegado con agua al embudo de vidrio.

  6. Colocar la disolución en el vaso de vidrio (verter cuidadosamente para evitar que el choque térmico rompa el vaso), y cúbrela, para mantenerla libre de polvo.

  7. Dejar en reposo varios días en un refrigerador (puede ser de su casa), durante los cuales podrá ir observando la aparición paulatina de cristales.

  8. Al cabo de algunos días, cuando ya no se aprecie el aumento en la cantidad de cristales formados, sepáralos filtrando la mezcla con un papel filtro.

  9. En este caso, y SÓLO EN ÉSTE CASO en el que las sustancias problema son conocidas e inofensivas, utiliza alguno de tus sentidos para identificar la naturaleza de los cristales.

  10. Anotar sus observaciones.

  Cuestionario.

  1) ¿Qué podría asegurar de la relación existente entre la solubilidad y el aumento de la temperatura? 2) Explique brevemente la razón por la cual se indica agitar la mezcla mientras se calienta. 3) ¿Cuál de tus sentidos será más factible usar para identificar la sustancia que apareció como cristales en la solución? 4) ¿Qué sustancia es más soluble en agua: sal o azúcar? 5) ¿Requieres experimentar más? Bibliografía.

  1. A. Garritz, L. Gasque y A. Martínez, Química universitaria, Pearson Educación, México, 2005, Pp. 23-24.

  2. T. R. Dickson, Introducción a la Química, Publicaciones Cultural, México, 2002, Pp. 294-295.

  

UÍMICA

Q

  1 I. Q. M. F RANCISCO L ÓPEZ S OSA

UIÓN DE TRABAJO EXPERIMENTAL

  G

  8

ÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS EXTRACCIÓN CON SOLVENTES

  

M 4: [1]

Objetivos. Llevar a la práctica y reforzar los conocimientos de la extracción con

  solventes como método de separación o purificación. Determinar qué sustancia entre 2 refrescos de cola contienen mayor cantidad de cafeína.

  Antecedentes.

  El agua no es miscible en algunos líquidos, como el aceite, o en algunos disolventes orgánicos, como el cloroformo. Siempre que se agite a estos líquidos con intención de mezclarlos, éstos vuelven a separarse en dos fases al quedar en reposo. Este fenómeno, unido a la mayor o menor solubilidad en agua de cierto tipo de solutos comparada con su solubilidad en otros disolventes orgánicos no miscibles en agua, constituye la base de un método de separación conocido como extracción [1]. Supongamos que tenemos una disolución acuosa en la que se hallan disueltos dos solutos, uno de los cuales, S1, es soluble en cloroformo (o algún otro disolvente no miscible en agua) y el otro, S2, no. Al añadir cloroformo sobre esta disolución acuosa y agitar, S2 permanecerá en el agua, mientras que S1 será extraído, al menos parcialmente, por el cloroformo. Este procedimiento se lleva a cabo en un embudo de separación. Qué tanto S2 permanezca en el agua y qué tanto pase al cloroformo, dependerá de la particular afinidad que tenga S2 por cada uno de estos dos disolventes. Por lo general, es necesario repetir el proceso varias veces, separando las dos fases y añadiendo cloroformo puro de nuevo a la disolución acuosa [1].

  La cafeína es una sustancia orgánica cuya fórmula condensada es: C

  8 H

  10 N

  4 O 2.

  Esta sustancia es soluble en agua. Sin embargo tiene más afinidad por algunos disolventes orgánicos, como el cloroformo, CHCl

  3 , que a su vez es casi

  inmiscible en agua. Se sabe también que forma cristales en forma de aguja y que tiene un punto de fusión de 238°C [1]. Es posible entonces, mediante una extracción, separar a la cafeína de una disolución acuosa, como pueden ser los refrescos de cola, utilizando cloroformo. Al evaporar el disolvente se obtendrá un sólido que podrás identificar por su forma cristalina y punto de fusión [1].

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