Práctica de Laboratorio: Cambios físicos y cambios Químicos

 

PRÁCTICA DE LABORATORIO: CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS

OBJETIVOS

Objetivo General

• Identificar y diferenciar los cambios físicos y químicos a través de diversas experiencias experimentales.

Objetivos Específicos

• Observar y describir fenómenos que ocurren en los cambios físicos y químicos.
• Analizar las diferencias entre un cambio físico y un cambio químico.
• Relacionar las ecuaciones químicas con los cambios químicos observados.
• Interpretar los resultados obtenidos en cada experimento.

FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

En la naturaleza, la materia puede experimentar diferentes tipos de cambios. Estos cambios se pueden clasificar en físicos y químicos:

Cambios Físicos

Son aquellos en los que la estructura interna de la sustancia no se altera, es decir, no se forman nuevas sustancias. Generalmente, los cambios de estado (fusión, evaporación, condensación, sublimación) son ejemplos de cambios físicos. También incluyen procesos como la disolución de una sustancia en un solvente o el cambio de forma de un material.

Ejemplos:

• Evaporación del agua.
• Disolución de sal en agua.
• Expansión de un globo de jabón.

Cambios Químicos

Estos cambios implican la transformación de una o más sustancias en otras diferentes. Durante un cambio químico, se rompen y forman nuevos enlaces químicos, lo que da como resultado productos diferentes a los reactivos iniciales. Estos cambios suelen manifestarse mediante desprendimiento de gases, cambio de color, formación de precipitados o liberación de energía en forma de luz o calor.

Ejemplos:

• Combustión de un papel.
• Oxidación de un metal.
• Reacción entre bicarbonato de sodio y ácido acético (vinagre) que libera dióxido de carbono.

Las ecuaciones químicas permiten representar de manera simbólica las reacciones que ocurren en los cambios químicos. Estas ecuaciones indican los reactivos, los productos y, en algunos casos, las condiciones necesarias para que ocurra la reacción.

MATERIALES

• Vasos de precipitados (250 mL)
• Vidrios de reloj
• Agitador de vidrio
• Pipetas graduadas
• Mechero Bunsen
• Sorbetes (popotes)

REACTIVOS

• Agua destilada
• Agua gasificada/refresco
• Bicarbonato de sodio (NaHCO₃)
• Ácido cítrico o jugo de limón
• Medicamento efervescente
• Detergente líquido
• Acetona pura
• Poliestireno espumado

PROCEDIMIENTOs

Realice los siguientes ensayos, registrando los resultados y especificando si la reacción ocurrida es física o química en su hoja de reporte:

1. Ebullición del agua: Caliente un poco de agua en un vaso de precipitado. Observe la aparición de burbujas antes de la ebullición. Describa qué se observa cuando el agua hierve.
2. Apertura de una botella de agua gasificada: Observe una botella de agua gasificada o refresco antes y después de ser abierta. Agite el líquido con un agitador. Anote lo observado.
3. Medicamento efervescente: Coloque una pastilla efervescente en un vaso con agua. Observe y registre.
4. Reacción de bicarbonato de sodio con ácido: Coloque una cucharadita de bicarbonato de sodio (NaHCO₃) en un vaso de precipitado. Agregue 15 mL de agua, agite y observe. Luego, agregue el jugo de un limón. Observe.

5. Producción de burbujas de jabón: Disuelva un poco de detergente en agua. Sumerja un extremo de un sorbete en la solución jabonosa y sople suavemente. Observe.
6. Reacción de bicarbonato de sodio con ácido cítrico: Coloque bicarbonato de sodio en un vidrio de reloj y exprima medio limón sobre él. Observe.

7. Reacción del poliestireno espumado con acetona: Tome un trozo de poliestireno espumado. Vierta 15 mL de acetona en un vidrio de reloj u otro recipiente y toque la superficie de la acetona con el trozo de poliestireno. Observe.

CUESTIONARIO

1. Explique las diferencias entre un cambio físico y un cambio químico según lo observado en los experimentos.
2. Indique cuáles experimentos representan cambios físicos y cuáles cambios químicos. Justifique su respuesta.
3. ¿Cuáles son las evidencias que permiten identificar un cambio químico en un experimento?
4. Escriba la ecuación química de al menos dos de los cambios químicos observados.
5. ¿Qué tipo de energía interviene en los cambios físicos y químicos observados?

BIBLIOGRAFÍA

• Chang, R. (2016). Química. McGraw-Hill.
• Brown, T. L., LeMay, H. E., & Bursten, B. E. (2018). Química: La Ciencia Central. Pearson.
• Petrucci, R. H., Harwood, W. S., & Herring, F. G. (2017). Química General. Prentice Hall.
• Atkins, P., & Paula, J. (2017). Físicoquímica. Oxford University Press.

Práctica de Laboratorio: Preparación de Pigmentos Inorgánicos

Preparación de Pigmentos Inorgánicos

Introducción

Los pigmentos son materiales que reflejan o absorben ciertas longitudes de onda de la luz, otorgando color a los objetos donde se aplican. Estos compuestos, utilizados en industrias como la de la pintura, plásticos y textiles, suelen ser compuestos inorgánicos que contienen metales de transición, responsables de sus propiedades cromáticas. En esta práctica, se prepararán algunos pigmentos inorgánicos mediante reacciones químicas simples y se analizarán sus propiedades físicas y de color.

Objetivo General

Sintetizar pigmentos inorgánicos mediante reacciones químicas y analizar sus propiedades de color y estabilidad.

Objetivos Específicos

1. Preparar pigmentos de diferentes colores utilizando reacciones de precipitación.
2. Observar el efecto de diferentes condiciones de síntesis en el color y la textura de los pigmentos.
3. Analizar la influencia de los elementos de transición en la coloración de los compuestos inorgánicos.

Fundamentos Teóricos

1. Pigmentos Inorgánicos y su Composición

Los pigmentos inorgánicos se componen generalmente de óxidos, sulfuros, y sales de metales de transición. Su color depende de la estructura cristalina y de la absorción selectiva de ciertas longitudes de onda, lo que da lugar a una percepción específica del color. Ejemplos de pigmentos comunes incluyen el azul ultramar (compuesto de silicato de sodio y aluminio con azufre) y el amarillo de cromo (cromato de plomo).

2. Coloración y Metales de Transición

Los metales de transición como el hierro, el cromo, y el cobalto son responsables de los colores vibrantes en muchos pigmentos. Esto se debe a que los electrones en estos metales pueden pasar a diferentes niveles de energía, absorbiendo luz en el proceso. La energía absorbida se percibe como color visible.

3. Técnicas de Precipitación para la Preparación de Pigmentos

La precipitación es una de las técnicas más comunes para sintetizar pigmentos. Consiste en mezclar soluciones de reactivos que contienen los iones necesarios para formar un sólido coloreado que se separa del solvente como precipitado. La forma y tamaño de las partículas del pigmento pueden influir en la intensidad y la aplicación del color en diferentes medios.

Materiales y Reactivos

• Solución de sulfato de cobre (II) (CuSO₄​) 0.1 M
• Solución de cloruro de hierro (III) (FeCl₃​) 0.1 M
• Solución de dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇​) 0.1 M
• Solución de hidróxido de sodio (NaOH) 1 M
• Solución de carbonato de sodio (Na₂CO₃​) 0.1 M
• Solución de sulfato de zinc (ZnSO₄​) 0.1 M
• Solución de Acetato de plomo (Pb(CH₃CO₂)₂) 0.1M
• Agua destilada
• Tubos de ensayo y gradilla
• Embudo y papel filtro
• Espátula y mortero
• Gafas de seguridad y guantes

Procedimiento Experimental

1. Preparación de Pigmento Azul de Hidróxido de Cobre (II)
• En un tubo de ensayo, añadir 5 mL de solución de CuSO₄​ 0.1 M.
• Agregar lentamente gotas de NaOH 1 M hasta que se forme un precipitado azul de hidróxido de cobre (II) (Cu(OH)₂).
• Filtrar el precipitado, enjuagar con agua destilada, y secar al aire.
• Triturar el precipitado en un mortero para obtener un polvo fino de pigmento azul.
2. Preparación de Pigmento Amarillo de Cromato de Plomo (II)
• Mezclar en un tubo de ensayo 5 mL de solución de K₂Cr₂O_7​ 0.1 M con 5 mL de solución de acetato de plomo (II) (Pb(CH₃CO₂)₂) 0.1 M.
• Observar la formación de un precipitado amarillo brillante de cromato de plomo (PbCrO₄​).
• Filtrar el precipitado, lavar con agua destilada, y secar al aire.
3. Preparación de Pigmento Verde de Carbonato Básico de Zinc y Cobre
• En un tubo de ensayo, mezclar 5 mL de solución de CuSO₄ 0.1 M con 5 mL de solución de ZnSO₄​ 0.1 M.
• Añadir gotas de Na₂CO₃​ 0.1 M hasta observar un precipitado verde de carbonato básico de zinc y cobre.
• Filtrar, enjuagar con agua destilada y secar al aire. Triturar el pigmento en un mortero.
4. Preparación de Pigmento Rojo de Óxido de Hierro (III)
• Colocar 5 mL de FeCl_3​ en un tubo de ensayo.
• Añadir lentamente NaOH 1 M hasta la formación de un precipitado marrón rojizo de hidróxido de hierro (III) (Fe(OH)₃​).
• Calentar el precipitado a 200 °C en una placa calefactora para deshidratarlo y convertirlo en óxido de hierro (III) (Fe₂O₃​), un pigmento rojo.

Cuestionario

1. ¿Cuál es el papel de los metales de transición en la coloración de los pigmentos?
2. Explica el cambio de color observado al preparar el pigmento de hidróxido de cobre (II) y cómo se puede mejorar su estabilidad.
3. ¿Por qué es necesario calentar el hidróxido de hierro (III) para obtener un pigmento rojo de óxido de hierro?
4. ¿Qué factores pueden influir en la intensidad del color de un pigmento?
5. Coloque las reacciones químicas involucradas en cada experimento.

Precauciones

• Usar equipo de protección personal (guantes, gafas) al manipular reactivos.
• Asegurarse de manejar cuidadosamente el dicromato de potasio y el acetato de plomo, ya que son tóxicos.
• No inhalar los polvos de los pigmentos y realizar la práctica en una campana de extracción si es posible.

Resultados Esperados

Se espera obtener los siguientes pigmentos:

• Azul: Hidróxido de cobre (II)
• Amarillo: Cromato de plomo (II)
• Verde: Carbonato básico de zinc y cobre
• Rojo: Óxido de hierro (III)

Cada pigmento tendrá un color característico dependiendo del metal y el tipo de enlace con los ligandos, que influyen en su capacidad de absorción de luz.

Referencias

• Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2012). Inorganic Chemistry (4th ed.). Pearson.
• Cotton, F. A., Wilkinson, G., Murillo, C. A., & Bochmann, M. (1999). Advanced Inorganic Chemistry (6th ed.). Wiley.
• Shriver, D. F., & Atkins, P. W. (2010). Inorganic Chemistry. Reverté.

Práctica de laboratorio: Determinación de la Constante de los Gases Ideales

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE LOS GASES IDEALES

OBJETIVOS

General:

• Determinar experimentalmente el valor de la constante de los gases ideales (R) mediante la descomposición térmica del carbonato de calcio (CaCO₃).

Específicos:

1. Aplicar la ecuación de estado de los gases ideales en un experimento de laboratorio.
2. Medir experimentalmente la presión, volumen y temperatura de un gas producido en una reacción química.
3. Analizar la influencia de los errores experimentales en la determinación de la constante de los gases.
4. Comparar el valor experimental obtenido con el valor teórico de la constante de los gases ideales.

INTRODUCCIÓN

Los gases desempeñan un papel fundamental en la química y en diversas aplicaciones industriales. A pesar de sus diferencias en composición, los gases comparten propiedades físicas comunes que pueden describirse mediante leyes matemáticas.

La ecuación de estado de los gases ideales se expresa como:

Donde:

• P es la presión del gas (atm, Pa, mmHg),
• V es el volumen del gas (L),
• n es el número de moles del gas (mol),
• R es la constante universal de los gases (0.0821 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹),
• T es la temperatura absoluta en Kelvin (K).

En esta práctica, se generará gas dióxido de carbono (CO₂) a partir de la descomposición térmica del carbonato de calcio (CaCO₃):

El volumen, la presión y la temperatura del CO₂ serán medidos para determinar experimentalmente la constante de los gases ideales. Este procedimiento permite comprender la aplicabilidad de las ecuaciones de los gases y evaluar las fuentes de error en mediciones experimentales.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS

La ecuación de los gases ideales es una expresión matemática derivada de las leyes de Boyle, Charles y Avogadro. Cada una de estas leyes describe cómo varían la presión, volumen y temperatura de un gas:

• Ley de Boyle: A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión:

• Ley de Charles: A presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta:

• Ley de Gay-Lussac: A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta:

• Ley de Avogadro: A temperatura y presión constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de sustancia:

A partir de estas relaciones, se obtiene la ecuación de estado de los gases ideales. La constante R se puede determinar experimentalmente midiendo la presión, volumen y temperatura del gas producido en la reacción química.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIALES Y REACTIVOS

• Balanza analítica
• Matraz Erlenmeyer de 250 mL con tapón
• Tubo de vidrio en forma de "L"
• Vaso de precipitados de 500 mL
• Probeta graduada de 100 mL
• Mechero Bunsen
• Termómetro (rango 0-100°C)
• Barómetro
• Carbonato de calcio (CaCO₃)
• Agua destilada
• Aceite de silicona

PROCEDIMIENTO

1. Preparación del sistema: Pesar aproximadamente 0.5 g de CaCO₃ en un matraz Erlenmeyer de 250 mL y sellar con un tapón provisto de un tubo de vidrio en "L".
2. Montaje del sistema de recolección de gas: Llenar con agua una probeta de 100 mL e invertirla dentro de un vaso de precipitados con agua.
3. Generación del gas: Calentar suavemente el CaCO₃ con un mechero Bunsen hasta que deje de desprenderse gas.
4. Medición de volumen: Registrar el volumen de gas desplazado en la probeta.
5. Medición de presión y temperatura: Determinar la presión atmosférica y la temperatura del gas en el laboratorio.
6. Cálculo de la constante R: Usando la ecuación de estado de los gases ideales, calcular el valor experimental de R.

CUESTIONARIO

1. ¿Qué leyes de los gases están involucradas en este experimento?
2. ¿Cómo afectan los errores experimentales a la determinación de la constante R?
3. ¿Por qué es importante conocer la presión atmosférica en este experimento?
4. ¿Cómo se podría mejorar la precisión de la medición de R?
5. ¿Qué factores pueden influir en la variación de los resultados obtenidos?

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Atkins, P., & de Paula, J. (2018). Fisicoquímica. Editorial Oxford.
2. Castellan, G. W. (2004). Fundamentos de Fisicoquímica. Pearson Educación.
3. Levine, I. (2014). Físicoquímica. McGraw-Hill.
4. Moore, W. J. (1998). Físicoquímica. Editorial Reverté.