Programación Didáctica

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1 COLEGIO VIRGEN DE ATOCHA DOMINICOS MADRID AV. CIUDAD DE BARCELONA, MADRID TELF FAX E.mail: cvatocha@cvatocha.com Programación Didáctica LABORATORIO QUÍMICA 1º BACHILLERATO Curso María Trillo. Seminario de Ciencias

2 NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO No toques sustancias químicas con las manos. Si utilizas una pipeta, no succiones con la boca. No mezcles nunca nada cerca del rostro. Lávate bien las manos una vez finalizada la experiencia. Si alguna sustancia salpica la piel, avisa inmediatamente al profesor o profesora. Los envases de los productos que utilices deben ir etiquetados. Nunca pruebes ni huelas los productos que manipulas. Si derramas algo sobre la mesa, avisa al profesor o profesora antes de recogerlo. Ten mucho cuidado con los líquidos calientes o que están hirviendo. Al calentar una sustancia en un tubo de ensayo, el extremo abierto debe orientarse adecuadamente. No calientes nunca un tubo de ensayo cerrado. Evita situar cerca del fuego las sustancias que son inflamables. Cuidado con los objetos metálicos y con el vidrio. Pon especial atención a los aparatos y circuitos eléctricos. No viertas los desechos de golpe al desagüe. Utiliza una espátula. Puedes ingerir algún producto tóxico. Si se produce una reacción química, puede salpicarte. En una situación así es importantísimo mantener el control. Lee siempre su etiqueta antes de utilizarlos. Tanto si son sólidos, como si están disueltos o se trata de gases. Ellos te indicarán la forma más conveniente de recogerlo. Si se derraman pueden producir graves quemaduras. Así, si sale despedido el contenido, evitarás un accidente. Puede estallar. No favorezcas la propagación de un incendio! No se distingue si están fríos o calientes! Cuando realices una experiencia con electricidad, no debes conectar el circuito hasta que el profesor o profesora lo avise. Fíjate bien en las conexiones y en los cables eléctricos, sobre todo si están pelados. No realices experiencias eléctricas si tienes las manos mojadas. Conviene que utilices zapatos o zapatillas con la suela de goma. Si se pueden eliminar así, deja correr el agua y viértelos poco a poco. Echa el papel de filtro y los restos sólidos a la basura. 2

3 ICONOS DE PRODUCTOS QUÍMICOS E O Explosivo Explosive Explosible Comburente Oxidising Comburant C N Corrosivo Corrosive Corrosif Contaminante marino Marine pollutant F F+ Inflamable Flammable Inflamable Extremadamente Inflamable Xn Xi Nocivo Harmful Nocif Irritante Irritant Irritant T T+ Tóxico Toxic Toxique Muy tóxico Very toxic Très toxique 3

4 NORMAS PARA DESARROLLAR EL TRABAJO DE LABORATORIO 1- El Laboratorio es un lugar de trabajo serio. Mantén siempre el orden: sobre la mesa debes tener sólo los materiales que se han de utilizar en la práctica, el guión de la misma donde deberás anotar los datos que precises. 2- Lee despacio y atentamente el guión de la práctica. No comiences a trabajar sin haberlo leído totalmente. Una vez leído, asegúrate que has comprendido lo que tienes que hacer en la práctica. 3- Atiende a las explicaciones del profesor/a y pide las aclaraciones que precises. Cualquier duda relacionada con la seguridad, consúltala siempre con él/la. No confíes en el criterio de tus compañeros o compañeras. 4- Cuando necesites un reactivo: - No devuelvas al frasco nada del reactivo sacado; saca sólo la cantidad necesaria. - Después de utilizarlo, coloca el frasco inmediatamente en su sitio. 5- Los mecheros bunsen que no se estén usando, han de estar apagados. Cuidado no se percibe bien la llama! 6- Hay que usar las balanzas con delicadeza. No debes dejarla nunca en posición de medida y no coloques sobre su superficie productos corrosivos o calientes. 7- Al terminar la sesión de Laboratorio, deja la mesa limpia, los aparatos y materiales de vidrio limpios y la llave de gas cortada. NORMAS PARA DESARROLLAR LA PRÁCTICA EN EL CUADERNO Cuando el trabajo práctico haya concluido debe quedar reseñado todo el proceso seguido en el cuaderno de prácticas. Para lo cual: 1º Explica qué es lo que pretendes determinar en la práctica. 2º Realiza los cálculos necesarios para preparar las disoluciones utilizadas a partir de las comerciales. Anota los datos que aparecen en la etiqueta en tu cuaderno de prácticas. 3º Resuelve las cuestiones planteadas. No importa tanto que la práctica haya quedado correcta como que seas capaz de interpretar los resultados, aunque estos sean erróneos. 4º Realiza una valoración personal argumentada de la práctica realizada: análisis crítico, tanto positivo (conocimientos obtenidos, relaciones establecidas, deducciones ) como negativo (fallos, dificultades ). 5º Bibliografía. Deberás incluir este epígrafe en el caso de usar para la práctica material bibliográfico complementario. 4

5 LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 1: ESTUDIO DE LA LEY DE LAVOISIER OBJETIVO 1. Comprobar la ley de la conservación de la masa o de Lavoisier. 2. Adquirir soltura en el manejo de la balanza. FUNDAMENTO Se trata de comprobar que en una reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. MATERIAL Y PRODUCTOS 1 matraz erlenmeyer de 250 ml 1 espátula 1 probeta de 25 ml 3 globos Hidrógenocarbonato de sodio 3 gomas de oficina ácido clorhídrico 2M 1 balanza PROCEDIMIENTO Coloca unos 20 ml de vinagre en la probeta. Sitúa dentro del globo, que previamente has inflado varias veces para dilatarlo, unos gramos del hidrogenocarbonato de sodio y tapa con él la boca del matraz sujetándolo con una goma. Coloca el matraz con el globo y los reactivos encima de una balanza y determina su masa. Anota el resultado. Con mucho cuidado, sin bajar de la balanza y sin mover excesivamente el globo, vierte el hidrogenocarbonato de sodio en el matraz. Rápidamente se produce una reacción química produciéndose dióxido de carbono que inflará el globo. CUESTIONES 1. Ha variado la masa cuando se ha producido la reacción química? Cómo explica Dalton este hecho. 2. Explica qué efecto provoca un exceso de CO 2 en el medio ambiente. 3. Repite la experiencia sustituyendo el vinagre por HCl 2M. Formula la reacción química que se ha producido. 5

6 LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 2: ESTUDIO DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES OBJETIVO 1. Comprobar la ley de las proporciones constantes. 2. Analizar que el hidrógeno puede arder, es combustible. 3. Diseñar un montaje para recoger un gas. FUNDAMENTO La ley de las proporciones constantes es una ley empírica enunciada por Proust. Según esta ley, los compuestos químicos, cualquiera que sea el método utilizado para su obtención tienen siempre la misma composición. Es decir, cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto dado, la proporción entre sus masas es siempre constante. MATERIAL Y PRODUCTOS Cápsula de porcelana. Probeta. Espátula. Balanza. Soporte y rejilla. Mechero. Disolución de ácido clorhídrico concentrado. Cinc en polvo. PROCEDIMIENTO - Coloca en la balanza la cápsula de porcelana limpia y seca y anota su masa. A dicho valor lo denominaremos m 1. A continuación, pesa una cantidad lo más aproximada posible a 2 5 g de cinc en polvo, que depositarás en el interior de la cápsula. A la masa conjunta de la cápsula y del cinc la denominaremos m 2. - Vierte en la cápsula, con mucho cuidado, 10 ml de ácido clorhídrico concentrado. Verás que el cinc se va consumiendo, mientras se desprende un gas; se está formando cloruro de cinc, que queda en la disolución, y se desprende hidrógeno. - Cuando el cinc ha reaccionado por completo (ya no se produce efervescencia alguna), calienta hasta sequedad. La disolución comienza a hervir y se evaporan el agua y el ácido clorhídrico en exceso. - Cuando el líquido se ha evaporado por completo, queda en el fondo de la cápsula una costra blanca de cloruro de cinc. Apaga el mechero, deja enfriar y pesa de nuevo la cápsula. Anota ese valor como m 3 ; se corresponderá con la masa de la cápsula y la masa del cloruro de cinc formado. - Repite el procedimiento otras dos veces con cantidades distintas, por ejemplo, 2 g y 3 g de cinc y 8 ml y 12 ml de ácido clorhídrico, respectivamente. 6

7 CUESTIONES 1. Teniendo en cuenta la masa de la cápsula, a la que hemos denominado m 1, calcula la masa de cinc, la masa de cloruro de cinc que se obtiene y por diferencia, la masa de cloro. 2. Con los datos obtenidos copia y completa la siguiente tabla: Experiencia Masa cloruro de cinc (g) Masa de cinc (g) Masa de cloro (g) Proporción m zn /m cl 3. Aunque aproximadamente son iguales, por qué no se obtiene el mismo valor para la proporción entre cinc y cloro? 4. Describe la experiencia realizada para recoger el gas desprendido y explica como se comprueba que el gas es hidrógeno. 7

8 LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 3: OBSERVACIÓN DE ESPECTROS ATÓMICOS OBJETIVO 1. Observar las coloraciones de las llamas de distintas sustancias. 2. Analizar algunos espectros atómicos. FUNDAMENTO La espectroscopia es una técnica experimental que permite estudiar el espectro, es decir, las radiaciones electromagnéticas que emiten o absorben las sustancias. La observación de un espectro se realiza con un espectroscopio. Al ser calentados a la llama, los elementos metálicos presentan una coloración característica, que sirve para identificarlos y que ha sido utilizada, en la industria pirotécnica para fabricar fuegos artificiales de distintos colores. La coloración que producen se debe a que, cuando una muestra de una sustancia se calienta, los átomos del metal absorben energía y se excitan. De ese modo, los electrones del nivel energético más externo promocionan a niveles superiores. Al volver al estado fundamental, los electrones desprenden ese exceso de energía emitiendo radiación electromagnética (fotones) cuya frecuencia se encuentra, en ocasiones, en la zona del espectro visible. Ello explica que observemos en nuestra retina la emisión correspondiente a esos fotones. MATERIAL Y PRODUCTOS Mechero de gas. Disolución de ácido clorhídrico concentrado. Hilo de nicromo o de platino y mango para insertarlo. Disoluciones de sales de litio, sodio, potasio, estroncio, bario y cobre. Muestra de las mismas sales anteriores en estado sólido. Espectroscopio de bolsillo. PROCEDIMIENTO Limpia bien el hilo de platino. Para ello, sumérgelo en la disolución de ácido clorhídrico concentrado y caliéntalo a la llama del mechero hasta que la llama dé la misma coloración cuando esté el hilo que cuando no esté. Sumerge la punta del hilo en una de las disoluciones que queremos estudiar y aproxímalo a la llama. Observa y anota el color que adquiere la llama, tanto a simple vista, como por medio del espectroscopio. Limpia bien el hilo y repite la misma operación con cada una de las disoluciones. Haz el mismo ensayo poniendo en la punta del hilo unos pequeños cristales de cada una de las sales. Recuerda limpiar bien el hilo cada vez. CUESTIONES 1. Realiza un cuadro indicando la coloración a la llama que da cada uno de los elementos estudiados. 2. Explica en qué consistiría el espectro de emisión para estos metales. 3. Observa con el espectroscopio un tubo fluorescente y describe lo que ves. 8

9 4. Investiga y explica qué radiaciones componen la radiación solar. 5. De qué radiaciones nos protege el ozono. 6. De qué radiaciones nos protege la atmósfera. 9

10 LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 4: ESTUDIO DE LAS PROPIEDADES DE ALGUNAS SUSTANCIAS OBJETIVO 1. Comprobar las propiedades de algunas sustancias. 2. Aprender a relacionar las propiedades de las sustancias con el tipo de enlace que presentan. FUNDAMENTO En función del tipo de enlace las propiedades más importantes de las sustancias se resumen en el siguiente cuadro. Tipo de enlace Covalente apolar Covalente polar Sólidos covalentes Iónico Metálico Propiedades 1. Estado gaseoso, líquidos o sólidos de punto de fusión y ebullición bajos. 2. Solubles en disolventes apolares. 3. Son aislantes, no conducen la corriente eléctrica ni el calor. 1. Su solubilidad en disolventes polares como el agua, aumenta a medida que aumenta la polaridad del enlace. 2. Sus puntos de fusión y ebullición también aumenta con la polaridad. 1. Forman redes de átomos. 2. Puntos de fusión y ebullición muy altos. 3. Malos conductores del calor y de la electricidad (excepto grafito) 1. Son sólidos a temperatura ambiente. 2. Estructura cristalina. 3. Puntos de fusión y ebullición altos. 4. Duros, difíciles de rayar. 5. Frágiles. 6. Solubles en disolventes polares como el agua. 7. Sólidos no conducen la corriente eléctrica, pero en disolución o fundidos sí. 1. Casi todos son sólidos a temperatura ambiente, aunque hay algunas excepciones como el 10

11 mercurio. 2. Presentan brillo metálico. 3. Son dúctiles y maleables. 4. Son buenos conductores del calor y la electricidad. 5. Tienen puntos de fusión y ebullición que van de moderados a altos. MATERIAL Y PRODUCTOS Pila de petaca (una) Vasos de precipitados de 250 cc(cinco). Cinta de magnesio. Granalla de cinc. Hilo de cobre. Cloruro de potasio. Grafito. Cloruro de sodio. Hidróxido de sodio. Glucosa. Naftaleno Tolueno. Yodo. PROCEDIMIENTO Y CUESTIONES 1º Conductividad de distintas sustancias en estado sólido. Para comprobar la conductividad se introducen en ellas dos electrodos conectados a una pila que se mantienen a cierta distancia. En el circuito se intercala una bombilla pat visualizar el paso de la corriente. Anota y explica los resultados. Sustancias Enlace entre átomos Conduce la corriente eléctrica? Cinta de magnesio Granalla de cinc Cloruro de potasio Grafito Explicación: 2º Conductividad de las disoluciones. Se procede de la misma manera que en el caso anterior. 11

12 Disoluciones(soluto + disolvente) Cloruro de sodio y agua Hidróxido de sodio y agua Glucosa y agua Naftaleno y tolueno Conduce la corriente eléctrica? Explicación: 3º Estudio de la solubilidad de una sustancia en función del disolvente. Semejantes se disuelven en semejantes. El agua es un disolvente polar y el tolueno es un disolvente apolar. Sustancias Solubilidad en agua Solubilidad en tolueno Cloruro de sodio Hidróxido de sodio Naftaleno Yodo Explicación: 4º Comportamiento de algunos metales frente al agua. Los metales no se disuelven en agua, algunos reaccionan con ella o no son atacados por la misma. Los metales alcalinos reaccionan fácilmente con el agua, la reacción es tan rápida y exotérmica que puede inflamarse el hidrógeno desprendido, formando una llama encima del metal. Los metales alcalino-térreos como el magnesio no son tan activos como los metales alcalinos. El magnesio sólo reacciona con el agua caliente y aún así, lo hace muy lentamente. Escribe la reacción sabiendo que se forma hidróxido de magnesio y se desprende hidrógeno: Otros metales como el cobre y los metales nobles no reaccionan de forma apreciable con el agua. 12

13 LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 5: REACCIONES QUÍMICAS OBJETIVOS 1. Observar e interpretar los cambios que se producen en las reacciones. 2. Comprobar la reacción que tiene lugar entre un ácido y un óxido metálico. FUNDAMENTO Se trata de ver como en una reacción química las sustancias de partida se transforman en otras nuevas, al ser capaces de reorganizarse los átomos de otra manera distinta de la inicial. En particular queremos observar la reacción entre un óxido metálico (óxido de cobre II) y un ácido (ácido sulfúrico) para dar sulfato de cobre (II) y agua. El sulfato de cobre (II) cuando está en disolución o bien hidratado presenta un intenso color azul. Observaremos además la reacción de precipitación entre el nitrato de plomo (II) y el yoduro de potasio. MATERIAL Y PRODUCTOS 1 cristalizador 1 aro soporte 1 espátula 1 vaso de precipitados de 250 ml 2 vasos de precipitados de 100 ml 1 bureta de 25 ml 1 tubo de ensayo 1 pie, nuez 1 pinza de madera 1 frasco lavador 1 balanza H 2 SO 4 disolución 2M 1 rejilla difusora 1 vidrio de reloj Óxido de cobre (II) Tijeras 1 varilla remover Yoduro de potasio 1 triángulo para filtrar 1 embudo Nitrato de plomo(ii) Papel de filtro 1 cuentagotas PROCEDIMIENTO 1º Obtención de sulfato de cobre (II) pentahidratado.. En un vaso de 250 cc se ponen unos 50cc de disolución de ácido sulfúrico de concentración media (aprox.2 M); se añade una pequeña cantidad (aproximadamente 1 gramo) de CuO y se hierve a fuego lento, agitando suavemente con una varilla. El sólido negro va desapareciendo al reaccionar, formándose una disolución azul. Se filtra, y el líquido filtrado se calienta en un vaso hasta que su volumen se reduzca al menos a la mitad. Una vez evaporada parte del agua se pasa el líquido a un cristalizador. Se deja enfriar lentamente, y entonces aparecerán cristales azules de CuSO 4 5H 2 O; se lavan con una pequeña cantidad de agua para eliminar los restos del ácido y se secan con papel de filtro. 13

14 2º Obtención de yoduro de plomo (II). Disuelve un gramo de nitrato de plomo (II) en 25 cc. de agua destilada. Disuelve 0 25 g de yoduro de potasio en 10 cc. de agua. Mezcla ambas disoluciones echando la del yoduro de potasio sobre la de nitrato de potasio (II). Calienta hasta que se disuelva el precipitado y enfría al grifo rápidamente. Los minúsculos cristales que se forman tienen un brillo característico por lo que reciben el nombre de lluvia de oro. Este ensayo sirve para identificar la presencia de plomo, pues este fenómeno sólo se produce con el yoduro de plomo (II). CÁLCULOS 1. Registro de los datos del frasco de óxido de cobre (II). 2. Cuántos gramos son necesarios para que reaccionen exactamente con los 50 cc de ácido sulfúrico 2 M. Explica el proceso teórico seguido y escribe las operaciones realizadas. CUESTIONES 1. Escribe las reacciones producidas. 2. El ácido sulfúrico es soluble en agua en todas las proporciones, desprendiéndose una gran cantidad de calor, por lo que siempre debe añadirse el ácido sulfúrico concentrado sobre el agua y no al contrario. Explica qué ocurriría si se hiciera al contrario. 3. Explica cómo influye la temperatura en la solubilidad del yoduro de plomo (II). 14

15 LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO PRÁCTICA 6: FABRICACIÓN DE LEJÍA. ESTUDIO DE LA PILA SECA. OBJETIVOS 1. Obtener lejía utilizando una electrólisis. 2. Analizar los componentes de una pila. 3. Observar la descomposición catalítica, con el dióxido de manganeso extraído de la pila, del agua oxigenada. FUNDAMENTO La lejía es un producto de uso habitual en las viviendas. Se trata de una disolución acuosa de hipoclorito de sodio, el ion hipoclorito es un oxidante capaz de convertir algunas sustancias coloreadas en otras incoloras, de esta manera ejerce su efecto blanqueante. También es un desinfectante. MATERIAL Y PRODUCTOS 2 pilas de petaca de 4 5 V Cable de conexión 1 espátula 1 vaso de precipitados de 250 ml 2 electrodos de trozo de cartón 2 vasos de precipitados de 100 ml grafito o 2 lapices blandos tijeras cloruro de sodio Papel indicador 1 embudo 1 varilla maciza Agua oxigenada Papel de filtro Tubo de ensayo Tinta PROCEDIMIENTO 1º Obtención de lejía. Introduce el cartón en medio del vaso de precipitados de tal forma que queden dos compartimentos. Llena ambas partes del vaso con disolución saturada de cloruro de sodio e introduce en ellos los electrodos de grafito, interesan que lleguen al fondo del vaso. Conecta ambos electrodos a las dos pilas en serie y deja actuar unos 10 minutos. Observa y anota los cambios que se producen en cada electrodo, cada cierto tiempo comprueba el ph con el papel indicador. Después retira el cartón y mezcla las sustancias que hay en el vaso. Se ha formado lejía. Al disolverse la sal en el agua se disocia -teoría de Arrhenius- en iones sodio e iones cloruro que emigrarán al conectarse el circuito hacia los electrodos de signo contrario descargándose allí. En el ánodo se descargan los iones cloruro y se desprende gas cloro. En el cátodo no se descargan los iones sodio sino los iones hidrógeno (menor potencial de descarga) del agua y se desprende por tanto gas hidrógeno. En el agua quedarán iones hidróxido en exceso que azulearán el papel indicador y los iones sodio. El proceso global se podría representar de la siguiente manera: 15

16 2Na + + 2Cl - + 2H 2 O 2Na + + 2OH - + Cl 2 + H 2 La lejía se forma al mezclarse los productos de la electrólisis, con lo que tiene lugar la reacción: Cl NaOH NaClO + NaCl + H 2 O Atención: La lejía nunca se debe mezclar con amoniaco ya que se desprende cloramina, sustancia tóxica que puede producir graves problemas respiratorios. 2º Análisis de una pila de petaca. Se intentan extraer los componentes de una pila seca. Se abre la pila y se extraen la barra de carbón (grafito), así como la envoltura de cinc. Ambos se limpian fácilmente. La mezcla negra interior se pone en un vaso, se le añade agua y se calienta suavemente para disolver el material soluble. Se agita y se filtra. El líquido filtrado que es casi incoloro, se evapora hasta una tercera parte y se deja cristalizar. Se recogen cristales de cloruro de amonio con algo de cloruro de cinc (sustancia higroscópica encargada de mantener la humedad en la pila). El residuo negro, es principalmente MnO 2, se lava con agua y se seca. 3º Descomposición catalítica del agua oxigenada. El agua oxigenada es una disolución acuosa de peróxido de hidrógeno, H 2 O 2. Este tiene tendencia a descomponerse según la reacción: 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 Se va a utilizar como catalizador dióxido de manganeso, MnO 2, uno de los componentes de la pila seca. Se toman dos vasos de precipitados y se llenan hasta la mitad con agua oxigenada. Tras adicionar a cada uno de ellos una pequeña cantidad de detergente líquido para vajillas (para destacar el burbujeo de O 2 ), se añade a uno de los frascos un par de gramos del producto que contiene MnO 2. A partir de ese instante se observará en dicho frasco la descomposición del H 2 O 2. CUESTIONES 1. Lee la etiqueta de una botella de lejía comercial. Cuál es su principal componente? Lleva algún pictograma, dibújalo y explica qué significa. 2. El cloro es un gas amarillo-verdoso, poco soluble en agua, con la que reacciona produciéndose HClO y HCl, decolorante y muy tóxico por su poder irritante de las mucosas Se ha producido cloro en la electrólisis de la disolución de sal En qué electrodo? 3. Se ha formado otro gas en el otro electrodo? Cuál? Qué polaridad tiene ese electrodo? 4. El papel indicador se azulea con las bases. Dónde se ha formado una base? 5. Se podría hacer el experimento con corriente alterna? 6. Qué es un catalizador. 16