UNIVERSIDAD MAYOR FACULTAD DE MEDICINA Carrera de Tecnología Médica. LABORATORIO DE Química General

Transcripción

1 FACULTAD DE MEDICINA Carrera de Tecnología Médica LABORATORIO DE Química General 2011 Profesoras: Gabriela Cornejo B. Mayama Francia A.

2 Laboratorio Nº1 EQUIPOS Y MATERIALES DE LABORATIRIO I. INTRODUCCIÓN A) Instrucciones Generales El trabajo en el laboratorio requiere que los alumnos dominen el tema que se va a desarrollar en la práctica. Los alumnos deben leer cuidadosamente todas las instrucciones antes de ingresar al laboratorio y prepararse para el desarrollo de cualquier práctica. Esta actividad implica conocer teóricamente la experiencia que se va ha realizar y los posibles resultados. Cada alumno debe presentarse puntualmente al laboratorio llevando: Guía de laboratorio Delantal blanco (LIMPIO Y PLANCHADO) Zapatos cerrados Pantalón largo Es obligatorio, que cada alumno: Trabaje sólo en presencia de profesores. Conocer y aplicar las normas mínimas de seguridad. Mantener las balanzas limpias y descargadas. Mantener los frascos de reactivos tapados y en lugares asignados por el profesor. B) Exactitud y precisión Al analizar mediciones y cifras significativas, es útil distinguir entre dos términos: exactitud y precisión. La exactitud nos indica cuan cerca esta una medida del valor real de la cantidad medida, por lo tanto, esta relacionado con la sensibilidad del instrumento en la medición (cuantas cifras significativas entrega). La precisión se refiere a cuanto concuerdan dos o más medidas de una misma cantidad utilizando un instrumento, por lo tanto, esta relacionado con la reproducibilidad de la medida, es decir, el error del instrumento. Supóngase que se pide a tres alumnos que determinen la masa de una pieza de alambre de cobre cuya masa real es 2,000 g. Los resultados de dos pesadas sucesivas hechas por cada estudiante son: Estudiante A Estudiante B Estudiante C 1,991 2,000 2,000 1,995 1,968 2,001 Valor promedio 1,993 1,984 2,001 Los resultados del estudiante A son más precisos (error = 0,007) que los del estudiante B (error = 0,016), pero menos precisos que los del estudiante C (error = 0,001). Sin embargo el estudiante C tiene valores más cercanos al valor real, por lo tanto el estudiante C utilizó una balanza de mayor exactitud y precisión que los otros estudiantes. Las medidas muy exactas deben necesariamente ser más precisas, por otro lado, una medida precisa no necesariamente garantiza resultados exactos (estudiante A).

3 C) Normas Generales de Seguridad 1. Conozca y practique las normas mínimas de seguridad. 2. Frente a cualquier accidente, por mínimo que este sea, informe de inmediato al profesor. 3. Lea con calma las instrucciones para el desarrollo del trabajo práctico y no se distraiga durante el desarrollo de éste. 4. Use el delantal siempre abotonado. 5. Mantenga limpio su lugar de trabajo. 6. Tenga cuidado con la barba, pelo largo suelto, ya que puedes enredarte fácilmente, inflamarte o absorber sustancias químicas peligrosas. 7. Sé prohibe beber, comer y fumar durante el desarrollo del práctico. 8. No lleve sus manos a la boca durante el desarrollo de un práctico. 9. No pruebe el sabor de ninguna sustancia o solución química. 10. Jamás caliente material de vidrio graduado directamente a la llama del mechero, utilice la estufa para secar. 11. Cuando caliente alguna sustancia en un tubo de ensayo, tome éste con una pinza adecuada y dirija su extremo abierto (la boca del tubo de ensayo) hacia un lugar, lejos de usted y de otras personas, donde eventuales salpicaduras no puedan producir daño a ninguna persona. 12. No encienda mecheros de gas cerca de frascos o recipientes que contengan sustancias inflamables. 13. Etiquete siempre los reactivos y el material que este utilizando en el práctico. 14. No succione un reactivo con la boca usando la pipeta, siempre utilice una propipeta. 15. Lea siempre la etiqueta del reactivo. 16. No huela los reactivos directamente. 17. Mantenga siempre las sustancias químicas tapadas. 18. Los líquidos inflamables y tóxicos deben ser utilizados siempre bajo campana. 19. Diluya o neutralice las sustancias antes de botarlas al resumidero. 20. No bote reactivos sólidos al resumidero. 21. Si se derrama algún reactivo sobre la piel, lave inmediatamente con abundante agua e informe a su profesor lo ocurrido. D) Materiales de laboratorio de uso más frecuente tubos de ensayo vaso de precipitado vidrio reloj matraz matraz matraz aforado kitazato erlenmeyer

4 probeta pipeta graduada pipeta aforada o volumétrica bureta embudo Büchner embudo simple o analítico embudo de separación soporte universal y pinzas para bureta frasco gotario propipeta rejilla con crisol tripode centro de asbesto con tapa

5 mortero pinza con nuez pinzas para crisol gradilla pizeta bagueta o varilla de agitación E) Materiales Volumétricos El material volumétrico se diferencia en: I. No clasificado: No se conoce su precisión, la medición con él implica errores muy grandes. II. Clasificados: Material calibrado individualmente; en general, traen una banda de color blanca con líneas azules que facilita su empleo. Son de alta precisión y exactitud y de acuerdo al margen de error se clasifican en: Clase A: muy exactos e indican tiempo de escurrimiento. Clase B: 2 a 3 % de error. 1) Instrucciones generales para el uso del material volumétrico Cuando un líquido está contenido en algún material volumétrico exhibe una curvatura denominada menisco, en general, se utiliza la parte inferior del menisco para la medición y lectura. En la lectura del material volumétrico, el ojo del observador debe estar a nivel del líquido de otro modo existirá un error de paralaje (ver figura). Ajuste el menisco con la línea de graduación y registre la medida.

6 2) Material volumétrico de uso más frecuente Vasos precipitados: Son de amplio uso, entre ellos, para contener volúmenes de líquidos, para evaporar líquidos por calentamiento, para realizar reacciones químicas, etc. Existen de 10, 50, 100, 250, 600, 1000 y 2000 ml. Matraz erlenmeyer: Se utiliza para realizar reacciones químicas, como por ejemplo, reacciones de neutralización (titulación). Existen de 10, 100, 125, 250, 500 y 1000 ml Matraces aforados: Son recipientes de fondo plano y cuello estrecho, en los cuales pequeñas variaciones de volumen del líquido se traducen en cambios visibles en la marca en el cuello (aforo). Los matraces aforados se utilizan solamente para preparar soluciones, no para almacenar por largos períodos de tiempo; para esto se usa el frasco de reactivo. Deben permanecer tapados, ya que la evaporación del líquido que contienen se traduce posteriormente en una alteración de la concentración de la solución. Existen de 5, 10, 25, 50, 100, 250, 500, 1000 y 2000 ml. Matraz kitazato: se parece al matraz erlenmeyer, pero este tiene una salida lateral. Se utiliza en la filtración al vacío, en done la salida lateral es conectada a la bomba de vacío para producir la succión y arrastrar los líquidos que son recogidos en este recipiente. Existen de 100, 250 y 500 ml Probetas: Son recipientes cilíndricos provistos de una base, presentan una escala graduada y las hay de diferentes capacidades. Las probetas no son muy precisas y sólo se emplean para medir volúmenes de líquidos en forma aproximada. Existen de 5, 10, 25, 50, 100, 250, 500 y 1000 ml. Para vaciar la probeta debe inclinarse ligeramente hasta que haya salido todo el líquido, manteniendo esta posición algunos segundos. Propipeta Pipetas graduadas: Presentan una escala graduada y son instrumentos diseñados para entregar un volumen conocido de líquido, transfiriéndolo de un recipiente a otro. Tienen la ventaja de que se pueden medir volúmenes intermedios de la escala de graduación. Por ejemplo, en una pipeta graduada de 10 ml se pueden medir 7,2 ml. Existen pipetas graduadas de 1, 2, 5, 10 y 25 ml. Para medir un volumen se debe llenar la pipeta sobre la graduación, recuerde que los líquidos se introducen en la pipeta por capilaridad, si es necesario hacer que el líquido ascienda debe utilizarse una propipeta evitando succionar con la boca para evitar una ingestión accidental, y la contaminación de la muestra con saliva.

7 Pipetas volumétricas: Estas pipetas al igual que las graduadas, sirven para medir volúmenes, pero en este caso los volúmenes son únicos o fijos. Es decir, si la pipeta es de 5 ml sólo sirve para medir 5 ml y no otro volumen. La medición de volúmenes con este tipo de pipeta es más exacta que con las pipetas graduadas. Para medir una cantidad de líquido se procede de la misma forma señalada para la pipeta graduada. Buretas: Consiste de un tubo calibrado provisto de una llave por la cual se controla el flujo del líquido. Poseen una precisión y exactitud superior a las pipetas y siempre se utiliza en forma vertical, sostenida por un soporte universal mediante una pinza para bureta ubicada en su tercio inferior. Para medir un volumen llene la bureta por sobre la graduación con ayuda de un embudo analítico de vástago corto y un vaso de precipitado. Abra la llave y deje escurrir el líquido de tal manera que se llene esta zona con líquido. Verifique que no haya burbujas de aire en el extremo inferior retire el embudo y ajuste el nivel del líquido al punto cero. Ubique su mano izquierda en la llave y manipule utilizando los dedos índice y pulgar. Deje escurrir el líquido paulatinamente hasta la medida deseada. No olvide mantener sus ojos a nivel del líquido para registrar la medida.

8 3) Material de Calentamiento Mecheros: Existe gran variedad de mecheros, siendo el de uso común el Bunsen. Éstos aprovechan el poder calorífico del gas para combustionarse con el aire. Mechero Bunsen: Posee una base metálica en el cual se encuentra el inyector de gas y una salida lateral para la conexión del gas. Atornillada a su base tiene una chimenea con orificios regulares para la entrada del aire. Como se puede observar, cada mechero tiene pequeñas diferencias entre ellos, pero existen elementos básicos que son comunes: chimenea, entrada de aire, conexión de gas, inyector de gas y base. Si la entrada de aire se encuentra tapada, se produce una llama amarilla de bajo poder calorífico; debido a la presencia de gases reductores, tales como hidrógeno y monóxido de carbono esta se conoce como llama Reductora. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, se deposita una capa de hollín debido a la combustión incompleta. Si la entrada de aire se encuentra abierta, se produce una llama de color azul de alto poder calorífico, ésta es la llama Oxidante. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, no se deposita una capa de hollín debido a que la combustión es completa. Esta llama presenta diferentes zonas de temperatura. Si el paso de gas es insuficiente o bien hay exceso de aire, puede ocurrir que la llama descienda por el interior de la chimenea y se pose finalmente en el inyector de gas, provocando calentamiento excesivo del tubo. Cuando ocurre esto, se dice que el mechero está calado y se debe cortar inmediatamente el paso de gas, cerrar el paso del aire a la mitad y luego volver a encender. Siempre debe encenderse el mechero teniendo la chimenea con la entrada de aire cerrada y luego abrirla lentamente

9 Baño de agua termorregulado: Es un recipiente lleno de agua, el cual se calienta mediante una resistencia eléctrica. Es más fácil el control de la temperatura en ellos debido a que poseen un regulador del paso de corriente. Calefactores eléctricos: Se usan en síntesis de compuestos y ciertas titulaciones donde es necesario un calentamiento y/o agitación controlada. 4) Material de medición de temperatura Existen dos conceptos que se confunden con frecuencia: Cantidad de calor y temperatura. a) Cantidad de calor Se mide en calorías (cal), kilocalorías (Kcal) y British Thermal Unity (BTU). Una caloría es la cantidad de calor que es capaz de incrementar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua pura, desde 14,5 a 15,5 C. b) Temperatura Es el resultado del aporte o sustracción de calor a un cuerpo dado; se puede expresar en grados Celsius (grados centígrados), grados Fahrenheit o Kelvin. La escala Centígrado: Toma como 0 C la temperatura del hielo fundente (agua-hielo) y como 100 C la temperatura de ebullición del agua pura, cuando la presión es de una atmósfera. La temperatura expresada en esta escala se designa como ºC, por ejemplo, la temperatura normal del cuerpo humano es 37 ºC. La escala Fahrenheit: La temperatura del hielo fúndente corresponde a 32 F y la de ebullición del agua a 212 F. Por lo tanto, la relación existente entre la escala centígrado y Fahrenheit es: F = (1,8 x ºC) + 32 La escala Kelvin: Se diferencia de la escala centígrado en que el cero Kelvin corresponde a 273,15 grados Celsius bajo cero (-273,15 ºC). La temperatura expresada en esta escala se designa con la letra K. La relación existente entre ambas escalas es: T = ºC + 273,15

10 c) Termómetro de mercurio Sirven para medir temperaturas entre -30 C y +300 C, límites impuestos por la temperatura de solidificación del mercurio (-38,8 C) y la temperatura de ebullición de éste elemento (+357 C). Este termómetro es un cilindro que posee un depósito o bulbo de mercurio, unido a un capilar, para poder advertir claramente las pequeñas variaciones de volumen generadas por la dilatación o contracción del líquido. Los termómetros de mercurio de usados en el laboratorio NO deben ser agitados para bajar la temperatura ya que vuelven a marcar constantemente la temperatura ambiente. son: Las causas de error en la medición de temperatura con termómetros de contenido líquido Falta de tiempo para que la columna llegue a adquirir la temperatura del ambiente en que se hace la medida Error de paralaje del observador. Debido a que el vidrio se contrae por envejecimiento y puede provocar la variación del cero hasta un par de grados, los termómetros deben calibrarse periódicamente. 5) Material de medición de masa Existen varios tipos de balanzas, que son los instrumentos que permiten medir masa. Los más utilizados en los laboratorios son: balanza granataria, balanza de precisión y la balanza analítica. Balanza granataria: Su sensibilidad esta dada por la masa de las pesas deslizables que se ubican sobre una barra horizontal. Esta balanza se usa para pesadas en las que no se necesita gran exactitud, siendo esta la décima o centésima de gramo. Son altamente precisas Balanza analítica: Es un instrumento de alta exactitud y precisión, utilizada para medir cantidades pequeñas de masa con exactitud de 0,1 miligramo (mg). Presenta un sistema oscilante, que a través de un mecanismo interno determina el peso. Una balanza analítica debe cumplir los siguientes requisitos: ser exacta, estable, sensible y tener un período de oscilación corto.

11 Se detallará el procedimiento de pesada de la balanza Mettler AC100, aunque los pasos son muy similares con cualquier otra balanza. Para ejecutar una pesada sin error, es necesario seguir secuencialmente el procedimiento que se describe a continuación: a) Nivelar la balanza y conectar a la corriente eléctrica. b) Encender y presionar la tecla de lectura (TARE) para llevar la cifra a 0,0000 gramos. c) Si desea pesar un objeto, abra la puerta lateral, coloque el objeto a pesar, cierre la puerta y registre la medida. d) Si desea pesar una cantidad determinada de sustancia, primero hay que tarar el recipiente en el que se depositará la sustancia a pesar. Coloque el recipiente en el interior de la balanza cierre la puerta lateral y presione la tecla de lectura (TARE) de manera de tarar el recipiente. Agregue la cantidad sustancia deseada cierre las puertas y lea la medida. e) Retirar el recipiente con la sustancia pesada y vuelva a tarar. f) Limpie la balanza una vez que haya terminado de usarla. 6) Material de medición de densidad La densidad es una propiedad física que depende de la temperatura debido a la dilatación que sufren los cuerpos; su valor numérico es característico de la sustancia y ayuda a identificarla. La densidad de líquidos y sólidos se expresa normalmente en gramos por mililitro (g/ml), mientras que la densidad de los gases se expresa en gramos por litro (g/l). Su valor corresponde a la razón entre su masa y el volumen que ocupa dicha masa: masa de la sustancia densidad = Volumen de la sustancia m (g) d = V (ml) d = densidad m = masa V = volumen Como la densidad del agua no varía apreciablemente con la temperatura entre 0 C y 30 C, se puede utilizar el valor aproximado de 1,00 g/ml para los cálculos. Densímetro: Sirve para determinar la densidad de líquidos. Es un cilindro de vidrio hueco, herméticamente cerrado que presenta, en su parte superior, una escala graduada en su interior y en su parte inferior contiene municiones que sirven de lastre, de modo que al sumergirlo en el líquido se hunda hasta cierto nivel y permita determinar la densidad del líquido. La sensibilidad de un densímetro depende del diámetro de su vástago; como éste no puede ser muy largo, estos instrumentos se fabrican para medir intervalos de densidad, razón por la cual, existen juegos de densímetros, los cuales poseen graduación creciente.

12 Para medir la densidad de un líquido, se debe seguir el siguiente procedimiento: a) Tome una probeta y llene las ¾ partes con el líquido cuya densidad se desea conocer. b) Siempre se debe partir con el densímetro de menor escala para seleccionar el densímetro que corresponda al rango de densidad que espera medir. c) Introduzca el densímetro en el líquido de modo que flote sin tocar las paredes del recipiente donde se realiza la determinación. En caso de que persista el contacto con las paredes gire el densímetro muy suavemente, repita la operación hasta lograr el efecto deseado. d) La escala graduada da directamente la densidad del líquido en la unidad g/ml. e) Registre la temperatura a la cual se realizó la medida. UNIDADES: Masa: 1Kg = 1000 g = mg = μg 1Kg = 1*10 3 g = 1*10 6 mg = 1*10 9 μg Volumen: 1L = 1000 ml = μl 1 L = 1*10 3 ml = 1*10 6 μl OBJETIVOS Conocer y manejar las normas básicas de seguridad en el laboratorio. Conocer y manipular adecuadamente el material de laboratorio de uso más frecuente, para disminuir el error experimental. Manejar los conceptos de precisión y exactitud.

13 II. PARTE EXPERIMENTAL 1) Material de medición de masa a) Proceda a pasar 2 tipos de analgésicos: aspirina y Tapsín en la porción que indica la siguiente tabla. Registre los valores y repita el procedimiento para obtener una segunda medida. Porción Balanza analítica 1ª medida (g) 2ª medida (g) Promedio (g) 2 aspirinas Tapsín (contenido) b) Con el promedio en gramos de cada medida realizada, transforme los valores a: microgramos (μg), miligramos (mg) y kilogramos (kg). 2 aspirinas Tapsín (contenido) microgramos (μg) miligramos (mg) kilogramos (kg) 2) Material volumétrico a) Enumere y pese en balanza analítica, tres vasos de precipitados de 100 ml. b) Agregue luego a cada uno de los vasos 10 ml de agua destilada, según como se indica a continuación: o Al vaso 1 agregue 10 ml de agua destilada utilizando una bureta. o Al vaso 2 agregue 10 ml de agua destilada utilizando una pipeta volumétrica. o Al vaso 3 agregue 10 ml de agua destilada utilizando una pipeta graduada. c) Pese nuevamente los vasos precipitados y registre los valores obtenidos en la siguiente tabla. (Recuerde que la densidad del agua es 1 g/ml, lo que significa que 1 g = 1 ml) Vaso Masa del Vaso Seco (g) Masa del vaso con los 10 ml de agua destilada(g) Masa de agua destilada vertida (g) Volumen de agua destilada vertida (ml) 1 2 3

14 d) Asumiendo que el volumen medido es exacto, determine el error asociado a cada material volumétrico. Vaso Material volumétrico Error = 10 agua vertida (ml) 1 Bureta 2 Pipeta volumétrica 3 Pipeta graduada e) Ordene el material volumétrico de mayor a menor exactitud (de menor a mayor error) 1.- (más exacto) (menos exacto) f) Transforme los valores de masa de agua destilada vertida a las siguientes unidades, recuerde que la densidad del agua es 1 g/ml. Bureta Pipeta volumétrica Pipeta graduada microlitros (μl) litros (L) 3) Material de medición de densidad. A) Densidad de un líquido (Experimento demostrativo, realizado por el profesor). a) En una probeta de 500 ml se añaden 400 ml de la solución a determinar su densidad. b) Luego se introduce cuidadosamente el densímetro de menor escala (más liviano), si no se sumerge se cambia por uno de mayor escala (más pesado) y así sucesivamente hasta encontrar el densímetro correcto. c) Para lograr una correcta medida se debe girar cuidadosamente el densímetro y procurar que no toque las pares de la probeta, esperar que se estabilice y registrar la medida. No olvide registrar la temperatura ambiente: Tipo de solución Agua destilada (H 2 O) Densidad (g/ml) Cloruro de sodio (NaCl)

15 B) Densidad de un sólido. a) Pese en una balanza analítica, un tapón de goma proporcionado por el profesor. b) Tome una probeta de 250 ml y añada agua potable hasta aproximadamente 100 ml y registre este volumen inicial lo más exacto posible. c) Introduzca cuidadosamente el tapón dentro de la probeta de manera que se sumerja. Lea y anote el volumen final lo más exacto posible. d) Determine el volumen desplazado (volumen del tapón), restando al volumen final el volumen inicial. Masa del tapón (g) Volumen inicial (ml) Volumen final (ml) Volumen desplazado (ml) e) Calcule la densidad aproximada del tapón de goma en g/ml: Densidad del tapón de goma = f) Transforme el valor de densidad a las siguientes unidades: mg / ml g / L Kg / L μg / ml 4) Termómetro de mercurio y medición de temperatura. a) Coloque en un vaso de precipitado de 50 ml un hielo y suficiente agua para que el bulbo del termómetro de mercurio quede sumergido. Mida la temperatura del agua fundida (agua-hielo). b) En otro vaso de precipitado de 50 ml coloque suficiente agua para que el bulbo del termómetro de mercurio quede sumergido y mida su temperatura (agua a temperatura ambiente). c) Encienda el mechero y coloque el vaso de precipitado de 50 ml sobre la rejilla de asbesto Cuando el agua este hirviendo mida su temperatura (agua a ebullición). d) Registre las temperaturas obtenidas en cada caso en la siguiente tabla. Agua-hielo Temperatura en grados Celsius Agua a temperatura ambiente Agua a ebullición e) Transforme la temperatura a: grados Kelvin (K) y grados Fahrenheit (ºF)

16 agua - hielo agua a temperatura ambiente agua a ebullición Temperatura en Kelvin (K) Temperatura en Fahrenheit ( F) III. EJERCICIOS 1) Dada la siguiente tabla y responda las preguntas que a continuación se señalan: Cuerpo Nº1 Cuerpo Nº2 Cuerpo Nº3 Cuerpo Nº4 Masa 10 Kg 500 mg 1500 g 40 g Volumen 4 L 5 ml 3000 ml 200 L Densidad 2,5 Kg/L 100 mg/ml 0,5 g/ ml 0,2 g/l a) Indique el cuerpo que tiene mayor masa:. b) Indique el cuerpo de mayor volumen: c) Indique el cuerpo de mayor densidad:. d) Indique cual de los cuerpos flotaría en agua (densidad del agua es 1 g/ml): 2) Sabiendo que 64 g de etanol ocupan un volumen de 80 ml, entonces la densidad del etanol es: 3) El ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1,84 g/ml. La masa presente en 50 ml es: 4) La densidad del bromo es 3,4 g/ml entonces a 24 g de bromo corresponden a: 5) Se disuelven 12 g de NaOH en 48 g de agua, obteniéndose 81 ml de solución. Cuál es la densidad de la solución? 6) Un matraz de 100 ml tiene una masa de 60 g, después de llenarlo con 100 ml de glicerina su masa es de 240 g. Al respecto la densidad de la glicerina es: Laboratorio N 2 (Parte A) SOLUCIONES Y PRESIÓN OSMÓTICA

17 I.- INTRODUCCIÓN A) Soluciones La materia puede presentarse en forma de mezclas o sustancias puras. Cuando una mezcla tiene una composición uniforme, en cualquier punto del volumen que ella ocupa, decimos que ésta es una mezcla homogénea, se observa una sola fase. En el lenguaje químico una mezcla homogénea es una solución. Las soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas. Tipos de solución Ejemplos Componentes sólida bronce, oro de 18 quilates cobre y estaño oro y cobre o plata líquida infusión de té gasolina cafeína, taninos, pigmentos y agua (entre otros) mezcla de más de 200 hidrocarburos gaseosa aire gas licuado nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono, argón, agua, etc. propano y butano principalmente Cuando una mezcla no tiene una composición uniforme, en cualquier punto del volumen que ella ocupa, decimos que ésta es una mezcla heterogénea, se observa más de una fase. Por ejemplo, el agua con aceite. Unidades de concentración En una solución se denomina solvente al componente que está presente en mayor proporción. El resto de los componentes son los solutos. Para caracterizar una solución debe expresarse la cantidad de cada componente en relación al total de la solución. Esta noción de cantidad de un componente dado relativa al total es lo que se denomina concentración. La concentración de una solución hipotética, constituida por un soluto A y un solvente B, se expresa de diversas formas según se describe a continuación: Porcentaje peso-peso (% p/p): También se le conoce como porcentaje de masa y determina la masa de soluto, en gramos, contenida en 100 gramos (g) de masa de solución. Se trata de una unidad de amplio uso en la venta de reactivos químicos. Se puede calcular mediante la siguiente expresión: masa de soluto (g) %p/p = x 100 masa de solución (g) Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 90 g de agua. La solución es al 10% en peso. Porcentaje peso-volumen (% p/v):

18 Se refiere a la masa de soluto, en gramos, disuelta por cada 100 ml de solución. Es la unidad preferida en la información de análisis de laboratorios clínicos. Se puede calcular mediante la siguiente expresión: masa de soluto (g) %p/v = x 100 Vol. de solución (ml) Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 100 ml de solución. La solución es al 10% p/v Partes por millón (ppm): Esta expresión corresponde a una parte de soluto disuelta en un millón de partes de solución, es decir, la masa de soluto, en miligramos, disuelta en un litro de solución (mg/l). Esta unidad es utilizada para soluciones muy diluidas. Se puede calcular mediante la siguiente expresión: ppm = masa de soluto (mg) Vol. de solución (L) Ejemplo: Si se disuelven 10 mg de cloruro de sodio (NaCl) en 1000 ml de solución. La solución es al 10 ppm. Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto contenido en cada litro de solución (mol/l), y se calcula por medio de la expresión: Molaridad = moles de soluto Vol. de solución (L) moles de soluto Molaridad = x 1000 Vol. de solución (ml) Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl), cuya masa molar es 58,5 g/mol, en 100 ml de solución. La solución es 1,71 M. Normalidad (N):

19 Indica el número de equivalentes de soluto contenido en cada litro de solución (eq/l) y se calcula por medio de la expresión: Normalidad = equivalentes de soluto Vol. de solución (L) El número de equivalente de soluto se determina multiplicando el número de moles de soluto por número de partículas (#). Eq = mol # Dependiendo del tipo de soluto el número de partículas se determina de diferente manera, así por ejemplo, en un ácido corresponde al número de hidrógenos que presente; en los hidróxidos corresponde al número de iones hidróxido que presente y en el caso de un ion corresponde a la carga. Ejemplo: Si se disuelven 15 g de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ), cuya masa molar es 98,0 g/mol, en en 100 ml de solución, la concentración de la solución es 3,06 N (1,53 M). Preparación de soluciones Las soluciones se pueden preparar por pesada o por dilución. Cuando se dispone de un sólido puro como soluto, la solución se prepara pesando una masa dada de soluto (por pesada), para luego añadir suficiente solvente para enrasar hasta el aforo del matraz volumétrico. Sin embargo, cuando se dispone de una solución concentrada, es posible preparar una solución midiendo el volumen necesario (por dilución), para luego agregar suficiente solvente para obtener una solución de menor concentración. A) Por pesada: Ejemplo: Se desea preparar 250 ml de una solución de carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ) 0,1 M. (Masa molar del carbonato de sodio es 106 g/mol). Solución: Paso 1: Determinar la masa necesaria 0,1 molar significa que tengo 0,1 mol de carbonato de sodio en 1,0 L (1000 ml) de solución. 0,1 mol 1000 ml x 250 ml x = 0,025 mol. Por lo tanto, para preparar 250 ml se requieren 0,025 moles de carbonato de sodio. Si la masa molar es 106 g/mol. Entonces, 106 g 1 mol x 0,025 mol x = 2,65 g. Por lo tanto, se requiere 2,65 g de carbonato de sodio. Paso 2: Preparación

20 Pesar 2,65 g de carbonato de sodio en un vaso precipitado. Disolver en un poco de agua destilada y vaciar a un matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso precipitado con dos porciones de agua destilada y vaciar al matraz aforado. Enrasar hasta el aforo, agitar para homogeneizar y trasvasijar a una botella de almacenamiento. Etiquetar señalando el nombre de la solución, la concentración, la fecha de preparación y el nombre de la persona responsable de la preparación. B) Por dilución: Ejemplo: Se desea preparar 250 ml de una solución de ácido nítrico (HNO 3 ) 0,5 M. Indique como hacerlo, si dispone de una solución de ácido nítrico al 43% en peso y densidad 1,27 g/ml como materia prima. (Masa molar del ácido nítrico es 63 g/mol). Solución: Paso 1: Determinar el volumen necesaria 0,5 molar significa que tengo 0,5 mol de ácido nítrico en 1,0 L (1000 ml) de solución. 0,5 mol 1000 ml x 250 ml x = 0,125 mol. Por lo tanto, para preparar 250 ml se requieren 0,125 moles de ácido nítrico. Si la masa molar es 106 g/mol, entonces 63 g 1 mol x 0,125 mol x = 7,88 g. Por lo tanto, se requiere 7,88 g de ácido nítrico Como la solución de la cual se dispone (solución madre) es al 43% en peso, entonces 43 g 100 g de solución 7,88 x x = 18,3 g de solución. Por lo tanto, se requiere 18,3 g de la solución madre Como se dispone de la densidad (1,27 g/ml), se calcula el volumen correspondiente a ésta masa 1,27 g 1 ml de solución 18,3 g x x = 14,4 ml de solución. Por lo tanto, se requiere 14,4 ml de la solución madre Paso 2: Preparación Se mide en un material de vidrio apropiado 14,4 ml de la solución madre (ácido nítrico al 43% en peso y densidad 1,27 g/ml). Vaciar la solución en un poco de agua destilada contenida en un vaso precipitado y agitar cuidadosamente. Vaciar a un matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso precipitado con dos porciones de agua destilada y vaciar al matraz aforado. Enrasar hasta el aforo, agitar para homogeneizar y trasvasijar a una botella de almacenamiento. Etiquetar señalando el nombre de la solución, la concentración, la fecha de preparación y el nombre de la persona responsable de la preparación Otra forma de trabajar, en la preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas es a través del factor de dilución. Dependiendo de los datos que se dispongan se define de la siguiente manera:

21 Factor de dilución = Concentración de la solución madre Concentración de la solución diluida Considerando el mismo ejemplo anterior, primero se debe determinar la molaridad de la solución madre, para lo cual se utiliza la siguiente ecuación Molaridad de la = solución madre %p/p densidad de la solución 10 Masa molar del soluto M madre = 43 1, = 8,67 molar Ahora se puede determinar el factor de dilución, como M madre = 8,67 y M diluida = 0,5 entonces 8,67 Factor de dilución = = 17,3 0,5 Luego, si el volumen a preparar (V diluida) es 250 ml V madre = V madre = V diluida Factor de dilución 250 ml 17,3 = 14,4 ml Por lo tanto, se requiere 14,4 ml de la solución madre para preparar 250 ml de una solución cuya concentración sea 0,5 molar. B) Propiedades coligativas (Presión Osmótica) Si analizamos distintos líquidos, en las mismas condiciones de temperatura y presión atmosférica, se puede apreciar que sus propiedades físicas varían de unos a otros. Algunas de estas propiedades son densidad, punto de ebullición, punto de congelación, presión de vapor, etc. Así por ejemplo Líquido Presión de vapor a 25 C Punto de ebullición a 1 atm Agua 23,8 mmhg 100,0 C Benceno 94,4 mmhg 80,1 C Presión Osmótica Si dos soluciones líquidas de un soluto cualquiera, no volátil, de diferente concentración, se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable, estas soluciones tienden a igualar sus

22 concentraciones mediante el paso de solvente a través de la membrana; este proceso se denomina Osmosis. En consecuencia, la osmosis es el proceso por el cual una membrana semipermeable permite el paso de solvente a través de ella con el objetivo de igualar la concentración a ambos lados de la membrana. La presión que se debe ejercer sobre la solución para evitar la osmosis, corresponde a la presión osmótica. La presión osmótica (π), se puede determinar por medio de la siguiente relación: π = M R T En esta ecuación, M es la concentración molar de un soluto, R es la constante universal de los gases (0,082 atm*l/k*mol) y T la temperatura absoluta (K). La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de la disolución. Si se tienen dos soluciones de igual concentración y, por ende, con la misma presión osmótica, se dice que son isotónicas o isoosmóticas. Si dos soluciones tienen presiones osmóticas diferentes, se dice que la más concentrada es hipertónica o hiperosmótica y la más diluida se describe como hipotónica o hipoosmótica. II.- OBJETIVOS Preparar una solución de suero glucosado por dilución. Preparar una solución acuosa de NaOH por pesada.. III.- PARTE EXPERIMENTAL Preparación de Soluciones. 1) Preparación de una solución por pesada: Prepare 500 ml de solución de suero glucosado 1,4 M (masa molar glucosa 180 g/mol) a) Calcule la masa requerida de Glucosa. b) Mase en un vaso precipitado la cantidad determinada. Masa requerida de Glucosa Masa pesada de Glucosa c) Disuelva el sólido en vaso precipitado añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen final) en forma cuidadosa y con agitación manual. d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 500 ml. e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz.

23 f) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo,. g) Afore la solución, completando el volumen restante con gotario o pipeta. (aforo) h) Agite el matraz para homogeneizar la solución. i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso. Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha Glucosa 1,4 M Tecnología Médica 2) Preparación de una solución por dilución: Prepare 500 ml de una solución de Azul de Metileno 40 ppm a partir de una solución 250 ppm. a) Para este fin determine el volumen de solución 250 ppm que necesita para preparar dicha solución. Utilice la fórmula C 1 x V 1 = C 2 x V 2 Recuerde que para usar dicha fórmula las unidades de concentración y volumen deben ser las mismas. b) Mida el volumen con una probeta de volumen adecuado. c) Agregue el contenido de la probeta directamente al matraz aforado de 500 ml. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución. f) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de plástico para su posterior uso. Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha Azul de Metileno 40 ppm Tecnología Médica Laboratorio N 2 (Parte B) SOLUCIONES Y PRESIÓN OSMÓTICA

24 I.- OBJETIVOS Preparar una solución acuosa de concentración dada, si dispone de un soluto más concentrado. Verificar y predecir la dirección en la que fluye un solvente a través de una membrana semipermeable. II.- PARTE EXPERIMENTAL A) Propiedades coligativas (Presión Osmótica) a) Cuidadosamente saque los huevos del recipiente para no romper la membrana, y, séquelos tocándolos suavemente con una toalla de papel. Si aun le queda cascara, frote la cascara del huevo con las yemas de los dedos suavemente y retire la cascara con agua suavemente, sin que se rompa. Séquelos huevos con toalla de papel suave, ya que la porosidad del papel los puede romper. b) Marque 3 vidrios reloj (uno para cada uno de los huevos) y péselos en una balanza de precisión teniendo la precaución de que no rueden. c) Tome 3 vasos precipitados de 600 ml márquelos (A, B y C) d) En el vaso A agregue 400 ml de agua destilada e) En el vaso B agregue 400 ml de una solución de azul de metileno. f) En el vaso C agregue 400 ml de una solución de suero glucosado. g) Ponga un huevo, previamente pesado, en cada vaso, siguiendo la pista de cada huevo con su correspondiente masa inicial. Registre la hora de inicio del experimento. h) Después de 60 minutos y en forma programada por el profesor, saque los huevos (de uno a la vez) cuidadosamente sin romperlos. i) Séquelos suavemente con una toalla de papel suave y péselos nuevamente. j) Anote la masa de los 3 huevos en la siguiente tabla. Huevo (1) en vaso A Huevo (2) en vaso B Huevo (3) en vaso C Masa del Huevo Al inicio Masa del Huevo Después de 60 minutos k) En base a los resultados clasifique las soluciones como hipoosmótica, isoosmótica o hiperosmótica. Tipo de solución Huevo (1) en vaso A Huevo (2) en vaso B Huevo (3) en vaso C

25 B) Preparación de Soluciones. Preparación de una solución por dilución: Prepare 50 ml de una solución acuosa 0,1 M de ácido clorhídrico (HCl) a partir de una solución de HCl 3M. a) Para este fin determine el volumen de solución de HCl 3 M que necesita para preparar dicha solución. Utilice en este caso directamente la fórmula C M x V M = C D x V D b) Mida el volumen con una pipeta provista de una propipeta. Por ningún motivo succione el líquido con la boca, recuerde que existe la propipeta!! c) Agregue el contenido de la pipeta directamente al matraz aforado de 50 ml. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución. f) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso. Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha HCl 0,1 M Tecnología Médica III.- EJERCICIOS 1) Qué masa, en gramos, de soluto es necesaria para preparar 50 g de una soluciones acuosas de NaCl cuya concentración sea 0,90 %p/p. 2) Qué masa, en gramos, de Na 2 CO 3 (masa molar = 106 g/mol) es necesaria para preparar 250 ml de solución de concentración 0,12 M 3) Qué masa, en gramos, de H 2 SO 4 (masa molar = 98 g/mol) es necesaria para preparar 500 ml de solución de concentración 1,0 N 4) Determine la molaridad de las siguientes soluciones:

26 a) HCl al 37,0 %p/p y densidad 1,16 g/ml b) NH 3 al 28,2 %p/v c) Ca(OH) 2 al 0,5 N 5) Qué volumen, en mililitros, de una solución de HCl 12,0 M son necesario para preparar cada una de las siguientes soluciones: a) 50 ml de ácido clorhídrico 0,1 M b) 100 ml de ácido clorhídrico 0,5 N c) 250 ml de ácido clorhídrico 25 %p/v 6) Cuál es la presión osmótica de una disolución acuosa de urea 1,36 M a 22 C 7) Se prepara una solución disolviendo 39,6 g de sacarosa en 100 ml de solución. Cuál es la presión de osmótica de esta solución a 30 C.(Masa molar de sacarosa = 342 g/mol)

27 8) La presión osmótica promedio del agua de mar es 30 atm a 25 C. Determine la concentración molar de una solución acuosa de urea que es isotónica con el agua de mar. Laboratorio N 3 (Parte A) PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y EQUILIBRIO QUÍMICO

28 I.- INTRODUCCIÓN A) Equilibrio químico En todo proceso químico, la transformación de reaccionantes en productos no es completa. Ocurre que los productos, cuando reaccionan entre sí, producen la reacción inversa, Cuando simultáneamente ocurren en magnitud apreciable la reacción directa e inversa, decimos que la reacción es reversible y se indica con una doble flecha. A medida que la reacción se efectúa va disminuyendo la concentración de los reaccionantes y simultáneamente, la concentración de los productos va aumentando. En el momento en que se establece la igualdad entre las velocidades de las reacciones directa e inversa, no se producen posteriores cambios en las concentraciones de reaccionantes y productos, se ha alcanzado un estado de equilibrio dinámico que conocemos como Equilibrio químico. Experimentalmente se ha demostrado que para cada reacción en particular existe un estado de equilibrio específico y característico, estado de equilibrio en el que existe una relación definida entre las concentraciones de reaccionantes y productos. Esta relación queda expresada mediante la Ley del equilibrio químico la cual establece que: para cualquier reacción en estado de equilibrio a una temperatura dada, el cuociente entre el producto de las concentraciones de los productos de la reacción elevado a sus coeficientes estequiométricos y el producto de las concentraciones de los reaccionantes elevado a sus coeficientes estequiométricos, que presenta la ecuación es CONSTANTE. A esta constante se le denomina constante de equilibrio. Para la ecuación siguiente aa + bb cc + dd la constante de equilibrio correspondiente es [C] c [D] d Kc = [A] a [B] b Cuando los reaccionantes y productos que forman parte del sistema se encuentran en estado gaseoso, resulta útil expresar la constante de equilibrio en función de las presiones parciales de los componentes. Ejemplo: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) Kp = (P HI ) 2 (P H ) (P I ) 2 2 o bien: Kp = Kc (RT) Δn donde R es la constante de los gases (0,082 L atm/mol K), T la temperatura absoluta (K) y Δn la variación del número de moles de gas en la reacción (moles de gas en los productos menos los moles de gas en los reaccionantes).

29 Características generales de la constante de equilibrio Las constantes Kc y Kp pueden ser formuladas únicamente en el caso en que el sistema se encuentre en estado o condición de equilibrio. La magnitud de la constante varía sólo con la temperatura, por lo tanto, junto con indicar el valor de la constante de un determinado sistema se debe especificar la temperatura. La constante representa una manera concisa de expresar la composición del sistema cuando se ha alcanzado el equilibrio y permite apreciar la extensión en que los reaccionantes se han transformado en los productos. Principio de Le Chatelier Desde el punto de vista cualitativo se puede predecir cómo un cambio de las condiciones, afecta a un sistema en equilibrio, a través del Principio de Le Chatelier, cuyo enunciado es el siguiente Cuando un sistema en equilibrio es perturbado, éste evolucionará espontáneamente hacia una nueva posición de equilibrio en la dirección que contrarreste dicha perturbación. Se puede perturbar un sistema en equilibrio al modificar las siguientes variables: 1. Variando la concentración de cualquiera de los componentes que aparecen en la expresión de la constante de equilibrio (reactantes o productos), ya sea aumentando o disminuyendo la concentración de cualquiera de ellos. Un aumento en la concentración de cualquiera de las sustancias desplaza la posición del equilibrio en la dirección contraria a la formación de dicha sustancia; una disminución en la concentración de ella, desplaza la posición del equilibrio hacia su formación. 2. Variando la presión de cualquiera de los componentes que aparecen en la expresión de la constantes de equilibrio. Un aumento o disminución de la presión de un gas participante en un sistema equivale al aumento o disminución de la concentración respectivamente. Por lo tanto, un aumento de la presión de un gas, desplaza la posición del equilibrio en dirección contraria a la formación de dicho gas y una disminución de la presión de ese gas desplaza la posición del equilibrio hacia su formación. 3. Variando la presión del sistema. Un aumento ó disminución de la presión del sistema puede llevarse a cabo disminuyendo o aumentando respectivamente el volumen del recipiente. Por lo tanto, un aumento en la presión del sistema (disminución del volumen) desplaza la posición del equilibrio hacia donde hay menor cantidad de moles de gas, y una disminución de la presión (aumento de volumen) desplaza la posición del equilibrio hacia donde hay mayor cantidad de moles de gas. 4. Variación de la temperatura. Un cambio en la temperatura no sólo desplaza la posición del equilibrio, si no que además cambia el valor de la constante. Si la reacción es endotérmica (requiere energía) un aumento de la temperatura desplaza la posición del equilibro hacia los productos y una disminución en la temperatura desplaza la posición del equilibrio hacia los reaccionantes. Si la reacción es exotérmica (libera energía) un aumento de la temperatura desplaza la posición del equilibro hacia los reaccionantes y una disminución en la temperatura desplaza la posición del equilibrio hacia los productos.

30 II.- OBJETIVOS Preparar soluciones acuosas de concentración dada utilizando ambos métodos; por pesada y por dilución. Realizar los cálculos necesarios en cada caso. Utilizar adecuadamente el material volumétrico al realizar las preparaciones. III.- PARTE EXPERIMENTAL A) Preparación de Soluciones. 1) Preparación de una solución por pesada: Prepare 250 ml de solución acuosa 0,1 M de Hidróxido de sodio (masa molar 40 g/mol) a) Calcule la masa requerida de NaOH. b) Mase en un vaso precipitado pequeño la cantidad determinada. c) Disuelva el sólido en vaso precipitado pequeño añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen final) en forma cuidadosa (evite salpicaduras) y con agitación manual. d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 250 ml. e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz. f) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo,. g) Afore la solución, completando el volumen restante con gotario o pipeta. (aforo) h) Agite el matraz para homogeneizar la solución. i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de plástico para su posterior uso. Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha NaOH 0,1 M Tecnología Médica 2.- Preparación de una solución por pesada: Prepare 50 ml de solución acuosa 0,05 M de cloruro de Hierro (FeCl 3 ) (masa molar 162,2 g/mol) a) Calcule la masa requerida de FeCl 3.

31 b) Mase en un vaso precipitado pequeño la cantidad determinada. c) Disuelva el sólido en vaso precipitado pequeño añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen final) en forma cuidadosa (evite salpicaduras) y con agitación manual. d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 50 ml. e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz. f) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo,. g) Afore la solución, completando el volumen restante con gotario o pipeta. (aforo) h) Agite el matraz para homogeneizar la solución. i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso. Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha FeCl 3 0,05 M Tecnología Médica 3.- Preparación de una solución por dilución: Prepare 50 ml de una solución acuosa de cloruro de amonio (NH 4 Cl) 1 M a partir de una solución de NH 4 Cl 5 M. a) Determine el volumen de la solución de NH 4 Cl 5 M que necesita para preparar dicha solución.. b) Si el volumen calculado es inferior a 10 ml, mida el volumen con una pipeta. c) Agregue el contenido de la pipeta directamente al matraz aforado de 50 ml. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución. i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso. Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha NH 4 Cl 1 M Tecnología Médica

32 IV.- EJERCICIOS 1.- Si a 20 ml de una solución de HCl al 10% p/v se le agregan 200 ml de agua y considerando los volúmenes aditivos; determina su nueva concentración en % p/v. 2.- Si 0,5 moles de K 2 SO 4 se disuelven en suficiente agua obteniéndose 250 ml de solución cuya densidad es 1,5 g/ml. Al respecto determine la concentración molar de la solución resultante. 3.- Cuál es la normalidad de una solución de Al +3 sabiendo que su concentración es 0,60 M. 4.- Qué volumen (en ml) se requieren para preparar 2 L de HCl 0,25 M (Mmolar = 36,5 g/mol) a partir de una solución de HCl 33 %p/p y densidad 1,17 g/ml? 5.- Si usted aplica a una solución de glucosa 3 M una dilución 1:20. Indique cuántos ml de agua debe adicionar y cuál seria la concentración final de la solución. 6.- Si a una solución de NaCl 0,1 M se la aplica un factor de dilución 8. Qué concentración final se obtiene?

33 7.- El Azul de Metileno es un sólido de color azul verdoso en forma de finos cristales que puede utilizarse en diversas áreas entre ellas en el ámbito de laboratorio clínico debido a que posee la propiedad de colorear otras sustancias. Es utilizado como tinción hematológica que detecta ADN; para preparar 100 ml de esta solución de azul de metileno 0,05 M (Masa molar: 319, 7 g/mol) determine la cantidad de sólido que se debe pesar. 8:- Prepare 100 ml de una solución acuosa 0,1 M de yoduro de potasio (KI) (Masa molar: 166 g/mol) que se utiliza como medio de contraste en exámenes clínicos de imagenología como pielografias, angiogramas, scanners, determine la masa necesaria del sólido. Laboratorio N 3 (Parte B) PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y EQUILIBRIO QUÍMICO I.- OBJETIVO Observar el efecto de la concentración sobre la posición del equilibrio.

34 II.- PARTE EXPERIMENTAL Equilibrio químico Influencia de la concentración en el desplazamiento de un sistema en equilibrio a) En una probeta de 50 ml coloque 2 ml de cloruro férrico (FeCl 3 ) 0,05 M y 1,0 ml de tiocianato de amonio (NH 4 SCN) 0,5 M. b) Complete con agua destilada hasta 50 ml. c) Tape la probeta con un papel parafilm y homogeneice la solución. d) Enumere 4 tubos de ensayo (1, 2, 3, 4) y coloque en cada tubo 5 ml de la solución que se encuentra en la probeta. e) Tome el tubo Nº1 y agregue 1,0 ml de agua destilada (CONTROL). f) Tome el tubo Nº2 y agregue 1,0 ml de cloruro férrico (FeCl 3 ) 0,05M. g) Tome el tubo Nº3 y agregue 1,0 ml de tiocianato de amonio (NH 4 SCN) 0,5M. h) Tome el tubo Nº4 y agregue 1,0 ml de cloruro de amonio (NH 4 Cl) 1,0 M. i) Agite cada tubo y anote en la siguiente tabla los colores que observa. Color Observado (comparado con el tubo n 1) Tubo Nº1 + Agua Tubo Nº2 + FeCl 3 Tubo Nº3 + NH 4 SCN Tubo Nº4 + NH 4 Cl Ecuación: Fe Cl 3 (ac) + 6 NH 4 SCN (ac) [ Fe (SCN) 6 ] -3 + (ac) + 3 NH 4 Cl (ac) + 3 NH 4 (ac) amarillo incoloro rojo incoloro incoloro