Manual de Prácticas de Laboratorio: Química Inorgánica II

Índice Temático

• Reglamentación e Indicaciones Generales

• Calorimetría a Volumen Constante: Determinación de la Entalpía de Combustión

• Calorimetría a Presión Constante: Determinación de la Entalpía de Neutralización

• Óxido-Reducción I y II

• Reacciones Químicas

• Reactivo Limitante / Estequiometría de Reacciones Químicas

• El Estado Sólido

• Solubilidad e Insolubilidad / Factores que Afectan la Solubilidad

• Comportamiento Electrolítico. Propiedades Coligativas: Elevación del Punto de Ebullición

Reglamentación e Indicaciones Generales

Normas Generales

El trabajo en el laboratorio de química requiere el cumplimiento de normas estrictas para garantizar la seguridad y la eficiencia en la realización de experimentos.

• Puntualidad y asistencia: La práctica inicia puntualmente; no se permite el ingreso después de cierto tiempo. Se requiere al menos el 80% de asistencia para aprobar.

• Conducta: Mantener una actitud apropiada y respetuosa en todo momento.

• Salud: Informar al docente sobre cualquier condición médica relevante.

• Preparación: Leer y comprender el manual antes de cada práctica.

Normas de Seguridad y Conducta

• Equipo de protección: Uso obligatorio de bata, guantes y gafas de seguridad.

• Higiene: Lavarse las manos antes y después de la práctica.

• Comportamiento: No correr, empujar ni realizar juegos en el laboratorio.

• Materiales: Mantener el área de trabajo limpia y ordenada.

• Residuos: Disponer los residuos en los recipientes adecuados.

• Emergencias: Conocer la ubicación de salidas de emergencia, extintores y duchas de seguridad.

Calorimetría

Calorimetría a Volumen Constante: Determinación de la Entalpía de Combustión

La calorimetría es la técnica utilizada para medir la cantidad de calor liberado o absorbido durante una reacción química. En un calorímetro de volumen constante (bomba calorimétrica), se determina la entalpía de combustión de una sustancia.

• Entalpía de combustión (): Es el cambio de entalpía cuando una sustancia se quema completamente en presencia de oxígeno.

• Fórmula básica:

• Donde: es el calor absorbido o liberado, es la capacidad calorífica del calorímetro, y es el cambio de temperatura.

• Aplicación: Determinación del poder calorífico de combustibles.

Calorimetría a Presión Constante: Determinación de la Entalpía de Neutralización

En un calorímetro a presión constante (como un vaso de poliestireno), se mide el calor liberado durante una reacción de neutralización entre un ácido y una base.

• Entalpía de neutralización (): Es el cambio de entalpía cuando un mol de ácido reacciona con un mol de base para formar agua.

• Fórmula:

• Donde: es la masa de la solución, es la capacidad calorífica específica, y es el cambio de temperatura.

• Ejemplo: Neutralización de HCl con NaOH.

Óxido-Reducción (Redox)

Definición y Conceptos Básicos

Las reacciones de óxido-reducción implican la transferencia de electrones entre especies químicas.

• Oxidación: Pérdida de electrones.

• Reducción: Ganancia de electrones.

• Agente oxidante: Sustancia que acepta electrones (se reduce).

• Agente reductor: Sustancia que dona electrones (se oxida).

Ejemplo de reacción redox:

• Aplicaciones: Pilas electroquímicas, procesos industriales, corrosión.

Reacciones Químicas

Tipos de Reacciones

Las reacciones químicas pueden clasificarse en varios tipos según el cambio químico que ocurre.

• Síntesis: Dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto.

• Descomposición: Una sustancia se descompone en dos o más productos.

• Desplazamiento simple: Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.

• Desplazamiento doble: Intercambio de iones entre dos compuestos.

• Combustión: Una sustancia reacciona con oxígeno, liberando energía.

Ejemplo de reacción de desplazamiento doble:

Estequiometría y Reactivo Limitante

Conceptos Fundamentales

La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química.

• Reactivo limitante: Es el reactivo que se consume primero y limita la cantidad de producto formado.

• Cálculo: Se determina comparando la cantidad de moles de cada reactivo con la proporción estequiométrica de la reacción.

Ejemplo: Si se mezclan 2 mol de H2 con 1 mol de O2:

• El O2 es el reactivo limitante.

El Estado Sólido

Características y Clasificación

Los sólidos presentan una estructura ordenada y fuerzas intermoleculares fuertes.

• Sólidos cristalinos: Tienen un patrón regular y repetitivo (ejemplo: NaCl).

• Sólidos amorfos: No presentan un orden definido (ejemplo: vidrio).

• Propiedades: Dureza, punto de fusión, conductividad eléctrica (en algunos casos).

Solubilidad e Insolubilidad

Factores que Afectan la Solubilidad

La solubilidad es la capacidad de una sustancia para disolverse en un solvente.

• Temperatura: Generalmente, la solubilidad de sólidos en líquidos aumenta con la temperatura.

• Presión: Afecta principalmente la solubilidad de gases en líquidos.

• Naturaleza química: "Lo semejante disuelve a lo semejante" (polar con polar, no polar con no polar).

Ejemplo: El NaCl es soluble en agua, pero el AgCl es insoluble.

Comportamiento Electrolítico y Propiedades Coligativas

Electrolitos y No Electrolitos

Un electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua, conduce la electricidad debido a la formación de iones.

• Electrolitos fuertes: Se disocian completamente (ejemplo: NaCl).

• Electrolitos débiles: Se disocian parcialmente (ejemplo: CH3COOH).

• No electrolitos: No se disocian (ejemplo: glucosa).

Propiedades Coligativas: Elevación del Punto de Ebullición

Las propiedades coligativas dependen del número de partículas disueltas, no de su naturaleza química.

• Elevación del punto de ebullición: El punto de ebullición de un solvente aumenta al añadir un soluto no volátil.

• Fórmula:

• Donde: es el aumento del punto de ebullición, es la constante ebulloscópica, es la molalidad, e es el factor de Van't Hoff.

Tabla: Clasificación de Electrolitos

Additional info: The above notes are structured to provide a comprehensive overview of the main laboratory topics in a General Chemistry II (Inorganic) course, based on the manual's index and visible content. Where the original text was fragmented or unclear, standard academic context has been added for completeness.