Mid term de lab química Flashcards
(54 cards)
1
Q
MEDIDAS EN QUÍMICA:
A
Método Científico
Definición de Método Científico:
* Proceso general de adelantar el conocimiento científico a través de la conducción de experimentos.
- No es un proceso para llevar a cabo un programa de investigación específico.
- Experimento: Observación de un fenómeno natural llevado a cabo de una manera controlada de forma que los resultados puedan ser duplicados y que conclusiones racionales puedan ser obtenidas.
- Hipótesis: Es una explicación TENTATIVA a un problema de alguna regularidad en la Naturaleza.
- Experimentos para comprobar la hipótesis.
- Teoría: Explicación comprobada experimentalmente a un fenómeno natural básico.
- Si una hipótesis es comprobada en múltiples ocasiones.
- Teoría Molecular de los Gases.
- Ley: Planteamiento conciso o una ecuación matemática sobre una relación o regularidad en la materia.
- Ley de conservación de masas.
- A diferencia de una ley, la teoría no puede ser comprobada de manera absoluta.
- Relación entre experimentación y explicación.
2
Q
MEDIDAS EN QUÍMICA: 2
A
Comunicar los resultados:
- Publicar en revistas científicas
- Foros Científicos
- Conferencias
3
Q
MEDIDAS EN QUÍMICA: 3
A
Los Sentidos :
- Vista, audición, olor, sabor, tacto. La vista y la audición proporcionan la mayor información a nuestro medio ambiente.
- Limitaciones sensoriales: se pueden reducir mediante el uso de dispositivos de medición.
- Los instrumentos amplían nuestra capacidad de medir y aprender sobre nuestro entorno.
- Nuestros sentidos también pueden ser engañados…
4
Q
MEDIDAS EN QUÍMICA: 4
A
¿Qué es una medida?
- Medida - Cantidad desconocida - vs. - cantidad conocida (estándar).
- Medida - Tiene dos componentes; un número y una unidad.
- Ejemplo: 135 libras - (135 es el número }y libras es la unidad.)
5
Q
MEDIDAS EN QUÍMICA: 5
A
Sistema métrico de medidas:
Prefijo Símbolo Significado
pico p 10^-12
nano n 10^-9
micro μ 10^-6
mili m 10^-3
centi c 10^-2
deci d 10^-1
deca da 10
hecto h 10^2
kilo k 10^3
mega M 10^6
giga G 10^9
tera T 10^12
6
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 6
A
Unidades básicas
Longitud (distancia)
- La unidad fundamental de longitud es el metro (m). El metro se define como la distancia que recorre la luz en el vacío en 1/299.792.468 segundos. Algunas unidades métricas de longitud son:
metro. - kilómetro (km): 1 km = 10^3 m
- centímetro (cm): 1 cm = 10^-2 m
- milímetro (mm): 1 mm = 10^–3 m
- angstrom (Å): 1 Å = 10^-10 m
Masa
- Masa es cantidad de materia que contiene un cuerpo y su unidad fundamental de media es el gramo, g (en el sistema métrico) . Algunas unidades métricas de masa son:
- kilogramo (kg): 1 kg = 103 g
- miligramo (mg): 1 mg = 10-3 g
- microgramo (μg): 1 μg = 10-6g
Tiempo
- El tiempo es el continuo fluir de los eventos hacia el futuro. Su unidad fundamental de
medida, en cualquier sistema de medidas, es el segundo (s). Algunas unidades de tiempo son: - minuto (min.): 1 min. = 60 s
- hora (hr): 1hora = 60 min = 3,600 s
7
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 7
A
Sistema Internacional de medidas (SI):
Cantidad Nombre Abreviatura
Física de la unidad
Masa kilogramo kg
Longitud metro m
Temperatura kelvin K
Cantidad de
sustancia mol mol
Tiempo segundo s
Corriente
eléctrica amperio A
Intensidad
Lumínica candela cd
8
Q
MEDIDAS QUIMICA: 8
A
Unidades derivadas
Se calculan a partir de medidas de las unidades fundamentales.
Entre estas tenemos:
1). Volumen- El volumen es el espacio ocupado por una cantidad dada de materia.
2) Presión -La presión se define como fuerza por unidad de área.
presión = fuerza/área
3) Energía -La energía se define como la capacidad para realizar trabajo.
9
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 9
A
Unidades derivadas del SI
Cantidad Definición Unidades
SI
Área Longitud a
cuadrado m^2
Volumen Longitud al
cubo m^3
Densidad Masa divida
por volumen kg/m^3
Rapidez Distancia recorrida
por unidad de
tiempo m/s
Aceleración Cambio de
velocidad por
unidad de
tiempo m/s^2
Fuerza Masa por
aceleración
del objeto
km.m/s^2 (= Newton, N)
Presión Fuerza por
unidad de área
km/(m.s^2) (= Pascal, Pa)
Energía Fuerza por
distancia
recorrida
kg.m^2/s^2 (= joule, J)
10
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 10
A
Medidas de temperatura:
- Escala centígrado o Celsius (°C)
Se basa en el punto de congelación y el punto de ebullición de agua a los
cuales se les asigna 0.0°C y 100.0°C respectivamente. Hay 100 divisiones iguales o grados entre estos dos puntos de referencia.
Escala Fahrenheit (°F)
- Esta escala también usa agua como referencia asignándole a su punto de congelación y punto de ebullición 32°F y 212°F respectivamente. Hay 180
grados entre los dos puntos de referencia. Ambas escalas están
relacionadas por:
°F = 1.8°C + 32
Kelvin (K), escala absoluta
- También, existe una escala no relativa a ninguna sustancia conocida como
escala Kelvin (K), escala absoluta, o escala termodinámica de
temperatura. En esta escala, la temperatura más baja posible es 0 K conocida como el cero absoluto. El punto de congelación de agua en esta
escala corresponde a 273 K y el punto de ebullición a 373 K. Esta escala está relacionada directamente con la escala centígrado por:
K = °C + 273.15
Otras formulas para conversiones de temperatura:
- Cambiar de °F a °C:
°C= °F - 32/1.8 - Cambiar de °F a K:
K= (°F - 32/1.8) + 273.15
11
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 11
A
Precisión y exactitud
- Precisión – cuan cerca están las medidas de una propiedad llevadas a cabo utilizando un mismo método.
- Exactitud – cuan cerca está la medida de una propiedad del valor correcto.
- Precisión se asocia a la desviación estándar de las medidas.
- Exactitud se asocia al error en las medidas.
12
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 12
A
Para determinar el número de cifras significativas se aplican las
siguientes reglas:
- Todos los dígitos distintos de cero son cifras significativas.
* 8.756 mL - 4 cifras significativas. - Los ceros son cifras significativas cuando se encuentran:
a. después de un punto decimal y al final de un número
b. entre dígitos que no son ceros
c. al final de números enteros si la incertidumbre lo indica.
- Ejemplos:
1.35 (3 cifras significativas)
0.4057 (4 cifras significativas)
2.450 (4 cifras significativas)
2.40500 (6 cifras significativas)
300±100 (1 cifra significativa)
300±10 (2 cifras significativas)
300±1 (3 cifras significativas)
- Los ceros que se encuentran antes del punto
decimal o después del punto decimal pero a la
izquierda de dígitos distintos de cero no son cifras
significativas.
- Ejemplos:
0.0000592 (3 cifras significativas)
0.03096 (4 cifras significativas)
13
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 13
A
Reglas de precisión
- En multiplicación o división, el resultado tendrá tantas cifras
significativas como el término que menos tiene. - En suma o resta, el resultado tendrá tantos lugares decimales como el
término que menos tiene.
- Ejemplos:
2.50 x 5.67/3.121 = 4.54 (el número menor de cifras en los datos es tres)
2.116 + 54.38 − 27.6 = 28.9 (el número menor de lugares decimales es uno)
14
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 14
A
Redondeo de números
- Cuando el número que se retiene (se redondea) es menor de cinco (5) la cifra precedente no cambia.
- Cuando el número que se redondea es mayor de cinco (5) la cifra precedente se incrementa por uno (1).
- Cuando el número que se redondea es cinco (5) y no hay otros dígitos distintos de cero (0) después del cinco (5), la cifra
precedente se incrementa por uno (1) si es impar. Si es impar, se queda igual. - Cuando el número que se redondea es cinco (5) y hay otros
dígitos distintos de cero (0) después del cinco (5), la cifra
precedente se incrementa por uno (1).
Ejemplo: Redondee el siguiente número 3.43857835 a:
a) dos cifras significativas = 3.4 (regla 1)
b) tres cifras significativas = 3.44 (regla 2)
c) cuatro cifras significativas = 3.439 (regla 4)
d) ocho cifras significativas = 3.4385784 (regla 3)
15
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 15
A
Notación científica
- Utilizamos notación científica cuando trabajamos con números muy grandes o muy pequeños.
- El número se expresa como el producto de dos números: un término numérico entre 1 y 9, y un término exponencial en base 10 con exponente positivo o negativo.
- Al ESCRIBIR un numero en notación científica, si el punto decimal se mueve hacia la izquierda el exponente es positivo, y negativo cuando
se mueve hacia la derecha. - El numero de cifras significativas los determina el término numérico; NO el término exponencial.
Nota: Al utilizar números en notación científica en cómputos experimentales siempre hay que aplicar las reglas de precisión y de redondeo.
A: Cambiar de notación Científica a Decimal completo:
- Exponente negativo - Se mueve el punto decimal hacia la
izquierda y se completan los
lugares decimales sin dígitos con ceros. - Exponente positivo - Se mueve el punto decimal hacia la
derecha y se completan los
lugares sin dígitos con ceros.
B: Cambiar de decimal
completo a notación científica:
- Decimal (cantidad muy
pequeña) - Se mueve el punto
decimal hacia la derecha hasta tener un digito en la parte
entera y se cuenta el numero de lugares del cambio; este será el
numero negativo en el exponente. - Entero (cantidad muy grande) - Se mueve el punto decimal hacia la izquierda hasta tener un digito en la parte entera y se cuenta el
numero de lugares del cambio; este será el numero positivo en el exponente.
Ejemplos A:
Expresa el numero en notación científica en decimal completo:
a) 4.4 x 10^-4 = 0.00044
b) 5.7891 x 10^5 = 578910
Ejemplos B:
Expresa el numero de decimal completo en notación científica
a) 0.0000821= 8.21 x 10^-5
b) 145, 000, 202= 1.45000202 x 10^8
16
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 16
A
Análisis Dimensional
Método en el cual se cambian las unidades a las cantidades
utilizando factores de conversión.
FACTOR DE CONVERSION : Es un factor igual a 1 que convierte una cantidad expresada en una unidad a otra expresada en otra unidad.
17
Q
MEDIDAS QUIMICAS: 17
A
PASOS:
- Establecer la equivalencia entre la unidad de medida que se quiere convertir y la unidad de medida deseada.
- Escribir los factores de conversión entre las unidades. Cada equivalencia da lugar a dos factores de conversión. Por ejemplo, la equivalencia entre kilogramo y gramos es: 1kg = 1,000 g. Un factor de conversión para esta equivalencia se obtiene dividiendo ambos lados de la equivalencia por 1 kg. El otro factor se obtiene escribiendo de nuevo la equivalencia y dividiendo por 1,000g o tomando el recíproco del primer factor.
1 kg/ 1kg = 1,000 g/1 kg;
1 kg/1,000 g =
1,000 g/ 1,000 g
Note que el lado izquierdo del primero y el lado derecho del segundo son iguales a uno y los
factores de conversión son:
1 = 1,000 g/ 1 kg;
1 kg/ 1,000 g = 1
3.Se multiplica la medida cuya unidad se quiere convertir por el factor de conversión apropiado.
El factor de conversión apropiado es aquel que cancela la -
18
Q
`Pre - Informe
Experimento 1: Técnicas básicas de laboratorio y Medidas experimentales
A
OBJETIVOS:
- Conocer las técnicas básicas de un laboratorio de Química: uso correcto del mechero, pipeta, probeta, vaso, matraz volumétrico, balanza y el termómetro.
- Aplicar las reglas de precisión al hacer medidas experimentales.
- Aplicar las reglas de precisión en cómputos con medidas experimentales.
PRECAUCIONES:
Usa las gafas de seguridad y la bata de laboratorio en todo momento.
PROCEDIMIENTO:
A. USO DE LA BALANZA Y MEDIDAS DE MASA:
- Reglas para el uso y cuido de la balanza:
a. Use la balanza sobre una superficie nivelada y estable.
b. Evite corrientes de aire.
c. Nunca coloque reactivos directamente sobre el platillo.
d. Nunca pese objetos calientes o fríos. Todo objeto debe estar a temperatura ambiente.
e. Mantenga sus manos limpias y secas.
f. Mantenga la balanza y área alrededor de ésta limpia.
- Procedimiento
a. Obtén un cubo de madera, pésalo y anota su masa.
b. obtén un vaso de 50 mL límpialo y sécalo. Pésalo y anota su masa en la hoja del
informe.
c. Échale aproximadamente 1.0 gramo de cloruro de sodio (NaCl) en el vaso y pésalo.
Anota la masa en la hoja del informe.
d. Descarta el cloruro de sodio usado en el envase indicado por el profesor.
B. EQUIPO VOLUMETRICO Y MEDIDAS DE VOLUMEN:
- Obtén 5 recipientes para hacer las pesadas que estén limpios y secos. Márcalos 1, 2, 3
4, y 5. (En este experimento usaremos vasitos plásticos.) - Coloca el vasito plástico 1 sobre la bandeja y resta su masa usando el botón “TARE”.
Luego, limpia y seca un vaso de precipitado de 50 mL. Echa en el vaso de 50 mL agua
hasta la marca de 10 mL y transfiere el agua al vasito de pesada 1. Anota la masa en la
hoja del informe. - Retira el vasito 1.
- Coloca el vasito plástico 2 sobre la bandeja y resta su masa usando el botón “TARE”.
Llene con agua destilada una probeta de 10 mL hasta la marca de los 10 mL. (¡Lee
correctamente el menisco!) Transfiere el agua de la probeta de 10 mL al vasito de pesada - Anota la masa en la hoja del informe.
- Retira el vasito 2.
- Coloca el vasito plástico 3 sobre la bandeja y resta su masa usando el botón “TARE”.
Echa agua en una probeta de 50 mL hasta la marca de los 10 mL. Transfiere el agua
de la probeta de 50 mL al vasito de pesada 3. Anota la masa en la hoja del informe. - Retira el vasito 3.
- Coloca el vasito plástico 4 sobre la bandeja y resta su masa usando el botón “TARE”.
Echa agua en un matraz volumétrico de 10 mL hasta la marca de 10 mL. Transfiere el
agua del matraz volumétrico de 10 mL al vasito de pesada 4. Anota la masa en la hoja
del informe. - Retira el vasito 4.
- Coloca el vasito plástico 5 sobre la bandeja y resta su masa usando el botón “TARE”.
Mide 10 mL de agua con una pipeta volumétrica de 10 mL Transfiere el agua de la
pipeta volumétrica de 10 mL al vasito de pesada 5. Anota la masa en la hoja del informe. - Retira el vasito 5 y descarta el agua de los vasitos por el fregadero. Seca los vasitos para
volver a utilizarlos en otro experimento.
C. USO DEL MECHERO:
- El mechero
- Procedimiento para el uso del mechero:a. Cierra la válvula de ajuste de gas.b. Abre completamente la válvula de suplido de gas.c. Abre la válvula de ajuste de aire hasta la mitad.d. Abre suavemente la válvula de ajuste de gas. Si utilizas un encendedor por fricción,
debes abrir primero la válvula de ajuste de gas y luego acercar el encendedor, friccionando para producir las chispas que encenderán el mechero.e. Enciende el mechero acercando el encendedor a los lados de la boca del mechero.f. Ajusta la altura de la flama con la válvula de ajuste de gas.g. Ajusta la entrada de aire hasta obtener una flama en donde el cono interno se observe de color azul. Esta es la parte más caliente de la flama.
D. MEDIDAS DE TEMPERATURA:
- En el vaso de precipitado de 250 mL echa agua destilada hasta dos terceras partes del
vaso. - Coloca el vaso sobre una rejilla como se muestra en la Figura 1-3.
- Mide la temperatura del agua en el vaso. Esta será la temperatura a tiempo cero o
temperatura inicial. - Enciende el mechero y comienza a calentar el agua.
- Agita ocasionalmente el agua con el agitador de vidrio (también puedes colocar de 3-5
fragmentos de piedras porosas en el agua) y comienza a tomar la temperatura cada minuto y anótalas en la hoja del informe. - Continúa anotando la temperatura hasta que el agua hierva.
- Cuando el agua hierva, toma tres lecturas adicionales.
- Asegúrate que el equipo se enfríe a temperatura ambiente, antes de limpiar y seca todo
el equipo y la mesa de trabajo.
19
Q
Informe 1:
A
Estudiar en la Tablet
20
Q
Pre - informe
Experimento 3: Tratamiento estadístico de medidas experimentales.
A
Objetivos
- Definir: media o promedio, mediana, desviación estándar, varianza, desviación absoluta, error absoluto y error relativo.
- Distinguir entre exactitud y precisión.
- Distinguir entre errores personales, errores determinados y errores indeterminados.
- Dados los datos de un análisis químico, hacer un análisis estadístico de los datos. (Calcular: la media
o promedio, la mediana, la desviación estándar, la varianza y la dispersión de las medidas.) - Dado el valor aceptado como verdadero en un análisis, calcular el porciento de error.
- Aplicar la prueba Q para determinar si un valor dudoso se debe o no, descartar.
Precauciones
Usa bata y gafas de seguridad.
Observa las reglas básicas para el trabajo en un laboratorio.
Procedimiento
- Lava y seca un vaso de plástico y pésalo. Usa la función para tarar y resta su masa. La balanza debe leer 0.00 g.
- Transfiere una de las monedas de un centavo al vaso, anota su masa.
- Remueve la moneda, verifica que la balanza lea 0.00 g y repite el procedimiento con
seis monedas adicionales, hasta obtener un total de 7 medidas de masa. - Anota tus datos en la libreta.
21
Q
Informe : 3
A
Estudiar en la Tablet
22
Q
Pre - Informe
Experimento 2: Densidad de líquidos y sólidos
A
Objetivos
- Determinar la densidad de un líquido.
- Determinar la densidad de un sólido de forma regular.
- Determinar la densidad de un sólido de forma irregular.
Precauciones
- Usa siempre bata y gafas de seguridad.
- Evita que el líquido desconocido entre en contacto con su piel ya que pude ser
irritante. - Lava bien sus manos con agua y jabón al terminar experimento.
Procedimiento
A. Determinación de la densidad de agua.
- Lava y seca un vaso plástico y pésalo. Anota su masa en la hoja del informe.
- Mide 5 mL de agua con una pipeta volumétrica de 5 mL y vacíala en el vaso
de pesada. Pésalo y anote la masa en la libreta de laboratorio. - Repite los pasos 1. y 2. con dos muestras adicionales de agua.
- Mide la temperatura del agua y anótala.
B. Determinación de la densidad de un líquido desconocido
- Solicita del instructor una muestra de un líquido desconocido.
- Lava y seca bien un vaso de cristal pequeño. Pésalo y anota su masa.
- Enjuaga la pipeta de 5 mL con tres porciones pequeñas del líquido desconocido. Descarta las porciones de lavado en el recipiente indicado.
- Mide 5 mL del líquido desconocido con la pipeta volumétrica de 5 mL y vacíala
en el vaso de cristal pequeño. Pesa el vaso con la muestra y anota la masa en la libreta. - Repite los Pasos 2 al 4 con dos muestras adicionales.
C. Determinación de la densidad de un sólido de forma regular.
- Solicita del instructor un bloquecito de madera.
- Mide en centímetros, el largo, ancho y altura del bloquecito de madera. Anote los datos en la libreta. Estos datos se usarán para calcular el volumen del
bloquecito. - Pesa el bloquecito de madera. Puedes pesarlo directamente en el platillo de la balanza. Anote la masa en la libreta.
D. Determinación de la densidad de un sólido de forma irregular:
- Solicita al instructor una muestra de metal. Asegúrate que el metal esté limpio y seco.
- Pesa una muestra entre 10 y 20 g del metal. (Utiliza un vaso de pesada o papel de pesada el cual puedes tarar.)
- Echa agua destilada en una probeta de 50 mL hasta aproximadamente
25 mL. Anote el volumen exacto. Recuerda que se debe leer el volumen que corresponde a la parte inferior del menisco. - Echa cuidadosamente la muestra de metal en la probeta para evitar que el agua salpique. Anota la lectura que corresponde al nuevo nivel del agua. El volumen del metal es igual al volumen final menos el volumen inicial en la probeta.
- Seca y limpia bien todo el equipo antes de entregarlo.
23
Q
Informe 2:
A
Estudiar en la Tablet
24
Q
Pre - Informe
Experimento 4: Separación de los componentes de una mezcla
A
Objetivo
Conocer las técnicas para la separación de los componentes en una mezcla utilizando diferentes procesos físicos.
Precauciones
- Use bata y gafas de seguridad en todo momento.
- Evite el contacto de la mezcla con su piel.
Procedimiento
- Lave y seque dos vasos de 150 mL. Identifíquelos como vasos 1 y 2. Péselos y anote su
masa. - Añada aproximadamente 1.00 gramo de la mezcla de arena y NaCl al vaso 1. Anote la masa
exacta (vaso + mezcla). - Añada 25 mL de agua destilada al vaso. Caliente y agite por cinco minutos.
- Deje reposar la solución por varios minutos hasta que la arena se asiente en el fondo del vaso. Decante el líquido echándolo en el vaso 2.
- Enjuague la arena, que está en el vaso 1, con 5 mL de agua destilada. Decante el líquido en el vaso 2. Repita este procedimiento dos veces más.
- Coloque el vaso 2 sobre un mechero como se muestra en la Figura 4-3. Caliente suavemente
hasta que todo el líquido se haya evaporado. Cuando todo el líquido se haya evaporado, retire
el vaso de la flama y déjelo enfriar a temperatura ambiente. Pese el vaso con el residuo (NaCl) y anote su masa. - Al igual que en el Paso 9, coloque el vaso 1 sobre el mechero y caliente suavemente hasta que todo el líquido se haya evaporado. Cuando todo el líquido se haya evaporado, retire el vaso de la flama y déjelo enfriar a temperatura ambiente. Pese el vaso con el residuo, que es la arena, y anote su masa.
- Deposite los desperdicios donde lo indique el profesor.
Cómputos
- Porciento de recuperación de la arena:
% arena recuperada =
masa arena recuperada
masa inicial de la muestra
x 100 - Porciento de recuperación de NaCl
% NaCl recuperado =
masa NaCl recuperado
masa inicial de la muestra
x 100 - Porciento de recuperación total de la muestra inicial
Por ciento de recuperación total = % arena + % NaCl
Nota: Esta suma no debe dar más de 100%.
25
Informe 4:
Estudiar en la Tablet
26
Experimento 5: Cambios Químicos, Tipo de Reacciones Químicas y Balanceo De Ecuaciones
OBJETIVOS
1. Observar cambios físicos y químicos asociados con procesos físicos y reacciones químicas.
2. Reconocer y ofrecer evidencia de cambios físicos que indican que está ocurriendo un cambio
químico.
3. Escribir una ecuación balanceada para una reacción química.
4. Distinguir entre cambio físico y cambio químico.
5. Distinguir entre los diferentes tipos de reacciones químicas.
6. Dada una serie de reacciones, clasificarlas en: combinación, descomposición, desplazamiento simple y desplazamiento doble.
7. Hacer pruebas para detectar cambios en color, brillo, textura, y la liberación de un gas durante una reacción.
PRECAUCIONES
1. Usa las gafas todo el tiempo.
2. No introduzcas goteros o agitadores en las botellas de los reactivos.
3. Nunca devuelvas un reactivo a su envase original.
4. Descarte los reactivos o soluciones donde le indique su instructor.
PROCEDIMIENTO
A. Reacción de Combinación: Quemar una cinta de magnesio
1. Obtén un pedazo de cinta de magnesio. Anota sus propiedades. (Ej. estado, color, dureza, flexibilidad,
etc.)
2. Sostenla con unas tenazas por uno de los extremos y enciéndela con una flama del mechero Bunsen.
Anota tus observaciones.
3. Retírala de la flama y deja caer el producto en un plato de evaporación. Anota tus observaciones sobre la
reacción y las propiedades físicas del producto.
4. Escribe la ecuación balanceada para esta reacción.
Ecuación neta: ____Mg(s) + ____O2(g) → ____MgO(s)
B. Reacción de Descomposición: Descomposición de bicarbonato de sodio.
1. Pide al instructor una muestra de 0.5 g de bicarbonato de sodio. Échalo en un tubo de ensayo.
2. Coloca una grapa cerca de la boca del tubo de ensayo y fíjalo a un soporte de hierro.
3. Calienta con el mechero y al cabo de medio minuto acerca una astilla encendida (sin llama) a la boca del tubo de ensayo. Observa los resultados.
4. Continúa calentando hasta que el bicarbonato de sodio cambie su apariencia original. Observa las paredes
del tubo de ensayo.
5. Déjelo enfriar y con el agitador "raspe" las paredes del tubo. Observa el fondo del tubo.
Ecuación neta: ____ NaHCO3(s) → _____NaHCO3(s) + _____H2O(l) + _____CO2(g)
C. Desplazamiento Sencillo: Zinc y ácido sulfúrico, liberación de un gas.
1. Coloca en un tubo de ensayo un pedacito de zinc.
2. Añada cuidadosamente alrededor de 3 mL de ácido sulfúrico diluido 6 M (H2SO4).
3. Anota lo que observas:
Ecuación neta: ____Zn(s) + ____H2SO4(ac) → ____H2(g) + ____ZnSO4(ac)
D. Reacción de Desplazamiento Doble: Cloruro de sodio y nitrato de plata:
1. Eche en un tubo de ensayo alrededor de 3 mL de AgNO3 (nitrado de plata). NO PERMITA QUE CAIGA SOBRE LA PIEL, DEJA UNA MANCHA PERMANENTE.
2. Añada 3 mL de una solución de NaCl 0.1 M (cloruro de sodio).
3. Describa la apariencia de ambas soluciones antes y después de mezclarlas.
4. Escriba la ecuación balanceada.
Ecuación neta: ____NaCl(ac) + ____AgNO3(l) → ____AgCl(s) + ____NaNO3(ac)
E. Oxidación-Reducción: Zinc y sulfato cúprico:
1. Marque dos tubos de ensayo con los números: 1 y 2
2. Eche en cada uno de ellos 3 mL de la solución de CuSO4 (sulfato cúprico).
3. Describa la apariencia de las muestras de solución de sulfato cúprico y de un pedacito de zinc.
4. Añada el pedacito de zinc al tubo #1. Guarda el #2 como control - referencia de color. Observa las soluciones de ambos durante 10 minutos y 30 minutos. Anota tus observaciones.
5. Escriba la ecuación balanceada de esta reacción en la hoja de informe:
Ecuación neta: _____Zn(s) + _____CuSO4(ac) → _____Cu(s) + _____ZnSO4(ac)
F. Derretir hielo (para hacerlo en tu casa):
1. Coloca un cubo de hielo en un cristal de reloj o plato (limpio y seco).
2. Describe las propiedades físicas del hielo.
3. Observa y anota lo que ocurre a los 10 minutos y a los 30 minutos.
4. Describe el cambio observado como químico o físico.
5. Escriba la ecuación balanceada de la reacción en la hoja de informe.
Ecuación neta: ____H2O(s) → ____H2O(l)
G. Procesos Exotérmicos y Endotérmicos:
Cuando el calor es liberado en una reacción (la temperatura aumenta), o en una dilución (cambio físico); el
cambio es exotérmico. El calor se escribe como un producto en la reacción. Cuando la temperatura baja, el
calor es absorbido, y la reacción es endotérmica. El calor se escribe como uno de los reactivos.
Parte 1:
1. Eche 5 mL de agua en un tubo de ensayo. Mide su temperatura con un termómetro.
Anótala.
2. Añada una pizca de nitrato de amonio (NH4NO3(s)).
3. Agite y anota la temperatura de la solución.
4. Determine si la reacción es exotérmica o endotérmica.
Ecuación neta: ____NH4NO3(s) → ____NH4+ (ac) + ____NO3 - (ac)
Parte 2:
1. Eche 5 mL de agua en un tubo de ensayo. Mida y anote la temperatura del agua.
2. Añada un poco de CaCl2 sólido, cloruro de calcio anhidro (anhidro significa sin agua).
3. Agite. Anota la temperatura de la solución.
Ecuación neta: ____CaCl2 (s) ____Ca2+(ac) + ____Cl- (ac)
27
Informe 5:
28
Tema teórico: Nomenclatura
Introducción
Los compuestos inorgánicos incluyen a los compuestos que tienen metales y no metales (o iónicos),
minerales y compuestos organometálicos. Estos se pueden clasificar se pueden clasificar en: sales,
ácidos, bases, óxidos, hidruros, peróxidos y otros. Los compuestos inorgánicos se utilizan como
catalizadores, pigmentos, revestimientos, tensioactivos, medicamentos, combustibles y más. A
menudo tienen puntos de fusión altos y propiedades específicas de conductividad eléctrica alta o baja,
lo que los hace útiles para fines específicos.
Los compuestos inorgánicos son importantes en el cuerpo y responsables de muchas funciones
simples. Los principales compuestos inorgánicos son agua (H2O), oxígeno molecular (O2), dióxido de
carbono (CO2) y algunos ácidos, bases y sales.
Algunos compuestos inorgánicos pueden ser identificados por un nombre común, por ejemplo: H2O
(agua) y NH3 (amoníaco). Todos los demás compuestos inorgánicos se nombran, y sus fórmulas se
escriben, siguiendo unas reglas específicas; nomenclatura sistemática. Para poder aplicar estas reglas
es necesario conocer los nombres y los símbolos de los iones monoatómicos y poliatómicos más
comunes.
Objetivos
1. Dado el nombre de los iones indicados más adelante, escribir su fórmula y viceversa.
2. Distinguir entre compuesto binario y compuesto ternario.
3. Dado el nombre o fórmula de un compuesto binario o ternario, escribir su fórmula y viceversa.
29
Tema teórico: Nomenclatura 2
Reglas de nomenclatura
Para facilitar el estudio y aplicación de las reglas de nomenclatura, los compuestos se clasifican de
acuerdo con el número de elementos que los constituyen:
1. Compuestos binarios
Son aquellos compuestos que contienen dos elementos diferentes. Ejemplos: KBr, Na2O, NaCl y PCl3.
2. Compuestos ternarios
Son que contienen tres elementos diferentes. Ejemplos: KNO3, H2SO4, Na2SO4 y LiOH.
30
Tema Teórico: Nomenclatura 3
Reglas para nombrar los compuestos binarios:
1. Si el compuesto está formado por un metal y un no-metal, se nombra primero el elemento no-
metálico al cual se le da la terminación uro, se le añade la preposición de y luego se nombra el elemento metálico.
Ejemplos:
KBr = bromuro de potasio
CaCl2 = cloruro de calcio
FeBr2 = bromuro de hierro (II)
2. Si el elemento no-metálico es oxígeno, el nombre de su ion es óxido y es el único ion monoatómico
que no toma la terminación uro.
Ejemplos:
Na2O = óxido de sodio
Al2O3 = óxido de aluminio
CuO = óxido de cobre (II)
3. Si el elemento metálico puede formar iones con diferente carga, la carga del ion se indica por un número romano que se escribe entre paréntesis inmediatamente después del nombre del metal.
Ejemplos:
FeCl2 = cloruro de hierro (II)
FeCl3 = cloruro de hierro (III)
Nota: Otro sistema para distinguir entre iones del mismo metal con diferente carga hace uso de los sufijos o terminaciones ico y oso. La terminación ico se refiere al ion de mayor carga y la
terminación oso se refiere al ion de menor carga. En este método, el nombre del elemento metálico
se sustituye por la raíz del nombre del metal en latín.
Ejemplos:
hierro (II) = ion ferroso
hierro (III) = ion férrico
plomo (II) = ion plumoso
plomo (III) = ion plúmbico
Al escribir el nombre del compuesto siguiendo este sistema, se elimina la preposición de.
Ejemplos:
FeCl2 = cloruro de hierro (II) o cloruro ferroso
FeCl3 = cloruro de hierro (III) o cloruro férrico
En la actualidad, este sistema ya no se usa mucho.
4. Compuestos formados por hidrógeno y un no-metal del grupo VA o VIA que no sea oxígeno. Estos
compuestos son gases a las condiciones de ambiente. Cuando se disuelven en agua producen el
ion H3O+
(hidronio) y por esta razón se clasifican como ácidos.
a) Si el compuesto está en forma gaseosa se le da nombre siguiendo las reglas descritas para los compuestos de un metal y un no-metal.
Ejemplos:
HCl(g) = cloruro de hidrógeno
H2S(g) = sulfuro de hidrógeno
b) Si el compuesto está disuelto en agua (acuoso), se nombra anteponiendo la palabra ácido al
nombre del elemento no-metálico al cual se le da la terminación hídrico.
Ejemplos:
HCl(ac) = ácido clorhídrico
H2S(ac) = ácido sulfhídrico
5. Si el compuesto está formado por dos elementos no-metálicos:
a) Se nombra primero el elemento más electronegativo, al cual se le da la terminación uro, excepto en el caso de oxígeno. El número de átomos de este elemento se indica mediante un prefijo griego:
uno = mono cuatro = tetra
dos = bi ó di cinco = penta
tres= tri seis = hexa
b) Después del nombre del elemento más electronegativo se añade la preposición de. Luego se nombra el otro elemento precedido del prefijo que indica el número de átomos de este elemento. Si sólo hay un átomo de este elemento no se utiliza prefijo.
Ejemplos:
CO = monóxido de carbono
CS2 = bisulfuro de carbono
P2O3 = trióxido de bifósforo
CCl4 = tetracloruro de carbono
N2O = monóxido de binitrógeno
31
Tema Teórico : Nomenclatura 4
Reglas para nombrar compuestos ternarios:
Generalmente estos compuestos están formados por un ion metálico o el ion H+ y un ion poliatómico negativo.
1. Si el compuesto está formado por un ion metálico y un ion poliatómico negativo; a) Se nombra primero el ion negativo seguido de la palabra de y el nombre del metal, siguiendo
las reglas usadas en los compuestos binarios.
Ejemplos:
NaNO3 = nitrato de sodio
K2CO3 = carbonato de potasio
PbSO4 = sulfato de plomo (II) o sulfato plumboso
Mg(HCO3)2 = bicarbonato de magnesio
LiOH = hidróxido de litio
CuCN = cianuro de cobre (I) o cianuro cuproso
2. Compuesto formado por el ion H+ y un ion poliatómico negativo que no sea OH- ni
O2─.
a) Estos compuestos, debido a sus propiedades, también se pueden clasificar como ácidos. Se nombran anteponiendo la palabra ácido al nombre del ion negativo y modificando la terminación del ion negativo. Si el nombre del ion negativo termina en ato, en el ácido toma
la terminación ico. Si el nombre del ion negativo termina en ito, en el ácido toma la terminación
oso.
Ejemplos:
HNO2 = ácido nitroso
HNO3 = ácido nítrico
H2CO3 = ácido carbónico
HClO = ácido hipocloroso
Excepciones:
En el caso de los iones sulfato (SO42−) y sulfito (SO32−) las terminaciones ico y oso, se añaden a la raíz sulfur.
H2SO4 = ácido sulfúrico
H2SO3 = ácido sulfuroso
En el caso de los iones fosfato (PO43−) y fosfito (PO33−), las terminaciones ico y oso, se añaden a la raíz fosfor.
H3PO4 = ácido fosfórico
H3PO3 = ácido fosforoso
b) Si el ion poliatómico que está acompañando al ion H+ es el ion cianuro, se le da nombre como a
los ácidos binarios.
Ejemplos:
HCN(g) = cianuro de hidrógeno
HCN(ac) = ácido cianhídrico
3. Si el compuesto está formado por el ion amonio y un ion monoatómico negativo se nombra siguiendo las reglas de los compuestos binarios.
Ejemplos:
NH4Cl = cloruro de amonio
(NH4)2S = sulfuro de amonio
Los compuestos formados por el ion amonio y un ion poliatómico negativo se nombran siguiendo las reglas de los compuestos ternarios.
Ejemplos:
NH4OH = hidróxido de amonio
(NH4)2SO4 = sulfato de amonio
NH4NO2 = nitrito de amonio
Escritura de fórmulas
Una de las destrezas más necesarias para el estudiante de química es representar mediante fórmulas
los nombres de los compuestos. Si se conoce el nombre del compuesto se pueden seguir ciertas reglas
básicas para escribir su fórmula.
1. Si el nombre del compuesto contiene prefijos griegos (mono, bi, tri... etc.), el compuesto estará formado por dos elementos no-metálicos. Para escribir su fórmula:
a) Escriba el símbolo del elemento menos electronegativo primero y luego el del otro elemento.
b) Al símbolo de cada elemento se le escribe el suscrito que corresponde al número indicado por el prefijo griego que lo acompaña. Si no hay prefijo se supone que el suscrito es uno y no se escribe.
Ejemplos:
tricloruro de fósforo = PCl3
pentóxido de binitrógeno = N2O5
monóxido de silicio = SiO
monóxido de binitrógeno = N2O
2. Si el nombre del compuesto comienza con la palabra ácido, el compuesto está formado por hidrógeno y un ion negativo que no es OH- ni O2-
. El ion negativo se puede identificar por la terminación del
nombre del ácido:
a) Si la terminación es hídrico, el ácido además de H+ contiene sólo un elemento no-metálico, que podemos identificar por la raíz que acompaña a la terminación hídrico.
Ejemplo: ácido clorhídrico se refiere a un compuesto que contiene hidrógeno y cloro, y su fórmula es HCl.
La única excepción a esta regla es el caso del ácido cianhídrico que contiene hidrógeno y el ion
poliatómico CN-
. Su fórmula es HCN
b) Si la terminación es oso, el ácido contiene además de H+
, un ion poliatómico en cuyo nombre la terminación ito sustituye a la terminación oso.
Ejemplo: ácido hipocloroso se refiere a un compuesto que contiene hidrógeno y el ion poliatómico hipoclorito y su fórmula es HClO.
c) Si la terminación es ico, el ácido contiene además de H+
, un ion poliatómico en cuyo nombre la terminación ato sustituye a la terminación ico.
Ejemplos: ácido clórico se refiere a un compuesto que contiene H+ y el ion poliatómico clorato:
HClO3. Ácido sulfúrico se refiere a un compuesto que contiene H+ y el ion poliatómico sulfato:
H2SO4.
Para escribir la fórmula de un ácido:
a) Identifique el ion negativo que acompaña al ion H+
b) Escriba el ion H+ primero, luego el ion negativo.
c) Escriba al hidrógeno el suscrito que corresponda al número indicado por la carga del ion negativo. Recuerde que si el suscrito es uno no se escribe.
Ejemplos:
ácido bromhídrico - se escribe primero el hidrógeno y luego el bromo. Como la carga del ion
bromuro es -1, al hidrógeno le corresponde el suscrito uno y no se escribe. La fórmula es HBr.
ácido sulfuroso - se escribe primero el hidrógeno y luego el ion sulfito. Como la carga del ion
sulfito es -2, al hidrógeno le corresponde el suscrito dos. La fórmula es H2SO3.
3. Los compuestos inorgánicos que no están incluidos en las reglas 1 y 2 se pueden considerar como que están formados por un ion positivo y uno negativo. En el nombre de estos compuestos la primera
palabra corresponde al ion negativo. Para escribir la fórmula:
a) Escriba el ion positivo primero y luego el ion negativo.
b) Debido a que el compuesto debe ser eléctricamente neutral, se escriben los suscritos que sean necesarios para igualar el número total de cargas positivas y negativas. Es importante
señalar que al realizar esta operación no se puede alterar la fórmula de los iones poliatómicos. Si la magnitud de las cargas de los iones es la misma no es necesario añadir suscritos para
igualar las cargas. Si la magnitud de las cargas es diferente, se pueden igualar las cargas poniendo como suscrito del catión la carga del anión y viceversa. Es importante señalar que cuando se le escribe un suscrito a un ion poliatómico se debe encerrar el ion poliatómico en un paréntesis antes de escribir el suscrito.
Ejemplos:
cloruro de sodio - el compuesto contiene Na+ y Cl-
. Como las cargas son de la misma magnitud, los símbolos no necesitan suscritos. La fórmula es NaCl.
óxido de magnesio - el compuesto contiene Mg2+ y O2-
. Como las cargas son de la misma magnitud, los símbolos no necesitan suscritos. La fórmula es MgO.
bromuro de bario - el compuesto contiene Ba2+ y Br-
. Como las cargas no son de la misma magnitud, el suscrito del bario será uno y el de bromo será dos. La fórmula es BaBr2.
Óxido de hierro(III) (óxido férrico) - el compuesto contiene Fe3+ y O2-, por lo tanto como las cargas no son de la misma magnitud y el suscrito del hierro será dos y el de oxígeno será tres. La fórmula es Fe2O3.
cloruro de amonio - el compuesto contiene NH4+ y Cl−. La fórmula es NH4Cl.
sulfuro de amonio - el compuesto contiene NH4+ y S2−, el suscrito del amonio es dos y el de azufre no lleva suscrito. Como amonio es un ion poliatómico se debe encerrar en un
paréntesis antes de escribir el suscrito. La fórmula es (NH4)2S.
hidróxido de litio - el compuesto contiene Li+ y OH-
. La fórmula es LiOH.
nitrato de amonio - el compuesto contiene NH4+ y CO32− NO3−. La fórmula será NH4NO3.
carbonato de amonio - el compuesto contiene NH4+ y CO3.
2−. La fórmula será (NH4)2CO3.
Resumen reglas de nomenclatura
De acuerdo a discusión anterior, los compuestos inorgánicos se pueden clasificar en: sales, ácidos,
bases, óxidos, hidruros, peróxidos y otros.
1. Sales
Están formadas por un catión que no es H+ y un anión que no sea OH-, O2-, O2, 2−y H-
. En la mayoría
de las sales, el nombre del anión se asigna fácilmente en base al número de oxígenos que contenga según la siguiente tabla: Según la tabla, algunos iones tienen un prefijo (hipo o per) que antecede a la raíz que proviene del átomo central en el ion. Algunas raíces comunes son: nitrógeno (nitr), cloro (clor), bromo (brom), carbono (carbon), flúor (flúor), azufre (sulf), manganeso (mangan), etc.
Según la tabla, estas raíces
se unen al sufijo o se intercalan entre el prefijo y el sufijo para dar el nombre del ion. Así por ejemplo tenemos: Cl− (cloruro), ClO− (hipoclorito), ClO2
− (clorito), ClO3
− (clorato), ClO4
− (perclorato), NO2
− (nitrito), IO4
− (peryodato), CO32
− (carbonato), NO3
− (nitrato), MnO4
− (permanganato), etc.
Las excepciones a esta
regla son: SO4
2− (sulfato), SO3
2− (sulfito), PO4
3− (fosfato), PO3
3− (fosfito), SiO4
2− (silicato) y algunos otros.
Note que los aniones comunes: C2H3O2:
− (acetato), HCO3
− (bicarbonato), CN
− (cianuro), Cr2O72
− (dicromato), HSO4
− (bisulfato), CNO− (cianato), SCN
− (tiocianato), S2O32
− (tiosulfato) y C2O4
2- (oxalato) no siguen el formato de la tabla y hay que memorizarlos.
Al nombrar las sales indicamos primero el nombre del anión.
Ejemplo: KIO4 (peryodato de potasio),
FeSO4 (sulfato de hierro (II)),
KSCN (tiocianato de potasio)
CaC2O4 (oxalato de calcio), etc.
2. Ácidos en solución acuosa:
Están formados por el ion H+ (hidronio) y un anión que no es OH−, O
2− y O22−
. El anión se nombra
de acuerdo al número de oxígenos según la siguiente tabla.
Al comparar la tabla anterior con la tabla para nombrar el anión en las sales, notamos que al nombrar
los ácidos, la terminación uro del anión siempre cambia a hídrico, y de igual forma, ito cambia a oso
y ato cambia a ico.
Ejemplos:
HCl (ácido clorhídrico),
HClO (ácido hipocloroso),
HClO2 (ácido cloroso),
HClO3 (ácido clórico),
HClO4 (ácido perclórico),
H2SO4 (ácido sulfúrico),
H2SO3 (ácido sulfuroso),
H3PO4 (ácido fosfórico),
H3PO3 (ácido fosforoso),
HBrO2 (ácido bromoso),
HNO3 (ácido nítrico), etc. Note que H2SO4, H2SO3, H3PO4 y H3PO3 corresponden a las excepciones.
3. Bases
Están formadas por el ion OH- (hidróxido) y un catión que no es H+
. Ejemplos: NaOH (hidróxido de
sodio), Ba(OH)2 (hidróxido de bario), Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III)), NH4OH (hidróxido de
amonio), etc.
4. Óxidos metálicos
Están formados por el ion O2- (óxido) y un catión metálico.
Ejemplos: Na2O (óxido de sodio),
CaO (óxido de calcio),
Al2O3 (óxido de aluminio),
HgO (óxido de mercurio (II)), etc.
5. Óxidos no-metálicos
Están formados por
oxígeno y un no-metal. Se usan los prefijos mono, bi o di, tri, tetra, penta, etc.,
para indicar el número de átomos. Ejemplos: CO2 (bióxido de carbono), SO3 (trióxido de azufre), N2O
(monóxido de binitrógeno), N2O5 (pentaóxido de binitrógeno), etc.
6. Hidruros
Están formados por un ion metálico y el ion H-
(hidruro). Ejemplos: NaH (hidruro de sodio), AlH3
(hidruro de aluminio), etc.
7. Peróxidos
Están formados por el ion O22− (peróxido) y un catión.
Ejemplos: H2O2 (peróxido de hidrógeno),
Na2O2 (peróxido de sodio), BaO2 (peróxido de bario), etc.
8. Otros: Ver regla 5, para compuestos formados por dos elementos no-metálicos.
32
Tema Teórico: Nomenclatura 5
A. Cationes monoatómicos:
Ion y Nombre
1. Li+ - Litio
2. Na+ - Sodio
3. K+ - Potasio
4. Cs+ - Cesio
5. Mg^2+ - Magnesio
6. Ca^2+ - Calcio
7. Sr^2+ - Estroncio
8. Ba^2+ - Bario
9. Al^3+ - Aluminio
10. Ga^3+ - Galio
11. In^3+ - Indio
12. TI^3+ - Talio (III)
13. Zn^2+ - Zinc
14. Co^2+ - Cobalto
15. Cd^2+ - Cadmio
16. Sb^3+ - Antimonio
17. Ag+ - Plata
18. Ni^2+ - Níquel
19. Sn^2+ - Estaño (II)
20. Sn^4+ - Estaño (IV)
21. Pb^2+ - Plomo (II)
22. Pb^4+- Plomo (IV)
23. Cu+ - Cobre (I)
24. Cu^2+ - Cobre (II)
25. Fe^2+ - Hierro (II)
26. Fe^3+ - Hierro (III)
27. Mn^2+ - Manganeso (II)
28. Mn^4+ - Manganeso (IV)
29. Hg^2+ - Mercurio (II)
30. Pt^4+ - Platino (IV)
33
Tema Teórico: Nomenclatura 6
B. Aniones monoatómicos:
Ion y Nombre
1. H- : Hidruro
2. F- : Fluoruro
3. Cl- : Cloruro
4. Br- : Bromuro
5. I- : Yoduro
6. O^2- : Óxido
7. S^2- : Sulfuro
8. Se^2- : Selenuro
9. N^3- : Nitruro
34
Tema Teórico: Nomenclatura 7
C. Iones Poliatómicos:
Ion y Nombre
1. NH+>4 : Amonio
2. Hg^2+>2 : Mercurio (I)
3. H>3O+ : hidronio
4. O^2->2 : Peróxido
5. ClO- : Hipoclorito
6. ClO->2 : Clorito
7. ClO->3 : Clorato
8. ClO->4 : Perclorato
9. IO->2 : Yodito
10. IO->3 : Yodato
11. BrO ->3 : Bromato
12. OH- : Hidróxido
13. NO->3 : Nitrato
14. NO->2 : Nitrito
15. CO^2->4 : Carbonato
16. HCO->3 : Bicarbonato
17. SO^2->4 : Sulfato
18. SO^2->3 : Sulfito
19. S>2O^2->3 : Tiosulfato
20. HSO->4 : Bisulfato
21. PO>3^3- : Fosfito
22. BO^3->3 : Borato
23. C>2H>3>O->2 : Acetato
24. C>2O^2->4 : Oxalato
25. AsO^3->4 : Arsenato
26. PO^3->4 : Fosfato
27. MoO^2->4 : Molibdato
28. MnO^-4 : Permanganato
29. CrO^2-> : Cromato
30. Cr>2O^2->7 : Dicromato
31. CN- : Cianuro
32. SCN- : Tiocianato
33. OCN- : Cianato
35
Reglas de Seguridad
Equipo básico de Seguridad :
Bata de laboratorio
Estar cerrada para proteger su piel y ropa.
Gafas de seguridad
Todo el tiempo que permanezca en el laboratorio,
deberá tener sus gafas de seguridad.
36
Reglas de laboratorio 2
Espejuelos, lentes de contacto?
* Los espejuelos recetados no sustituirán las gafas de
seguridad.
* No puedes utilizar lentes de contacto. Entre el ojo y el lente puede alojarse alguna sustancia nociva causando daño permanente a su visión, así como también
pueden reaccionar con algún compuesto volátil.
Materiales Personales:
* Vestimenta
* Cabello
37
Reglas de Laboratorio 3
Manejo y localización del Equipo de Seguridad:
* extintor de incendio
* ducha
* lavadero de cara y ojos
* frazada (manta) para sofocar llamas en la ropa.
* DE TENER ALGUNA DUDA DE SU LOCALIZACION NO DUDES EN PREGUNTAR AL INSTRUCTOR DEL LABORATORIO.
Extintor de Incendios
Instrucciones básicas:
1. Hale el seguro
2. Apunte a la base del fuego
3. Oprima el mango
4. Mueva de lado a lado
38
Reglas de Laboratorio 4
Manejo y localización del Equipo
de Seguridad::
* Debes manejar las
sustancias en las
campanas de extracción
localizadas en el
laboratorio, de esta manera evitarás cualquier intoxicación con los gases o vapores de los químicos.
SDS:
* Las Hojas de Información de Seguridad (SDS) puede
solicitarlas a su instructor ya que las mismas se encuentran localizadas en los laboratorios o a través
de la Internet.
* Los SDS son una ayuda valiosa para usted, ya que responden a una emergencia química.
39
Reglas de Laboratorio 5
Hojas de información de
sustancias, SDS:
En estos podrá encontrar información relacionada con:
* la identidad del producto
* los ingredientes
* data física y química
* riesgos de explosión y fuego
* riesgos a la salud
* data de reactividad
* procedimientos para derrames y disposición
* medidas de primeros auxilios
* información de protección adicional
* y otra información valiosa para responder a una emergencia.
Higiene:
* Se recomienda que lave sus manos
frecuentemente. Antes, durante y después
de terminar su practica de laboratorio.
* Recuerde que comer o beber envuelve el
acercar las manos a la boca, siendo esta
la manera más directa de intoxicarse con
sustancias químicas o infecciosas.
* Ingerir cualquier tipo de alimento y fumar,
están estrictamente PROHIBIDO mientras
usted esté en el área de los laboratorios y
pasillos cercanos.
* Maquillarse o peinarse
40
Reglas de Laboratorio 6
Desperdicios:
* Se prohíbe descartar reactivos por los fregaderos.
* El instructor proveerá envases adecuados
previamente rotulados para dicho propósito.
Vidrios Rotos:
* Descarte los vidrios
rotos en el contenedor designado.
* Notifique al instructor.
* Nunca deje vidrios
rotos en el fregadero o gavetas.
41
Reglas de Laboratorio 7
Disciplina:
* Es importante mantener disciplina dentro del
laboratorio. Por lo tanto, se prohíbe:
* Correr en laboratorio
* Distraerse, evite las conversaciones sociales,
* No “practical jokes”
* Visitas de compañeros de otros cursos
* Sentarse en las mesas de trabajo
* Jugar
* Uso del telefono celular
* Vocabulario ofensivo u objetable
Reglas Generales:
* Siga las instrucciones del profesor
* Se prohibe hacer experimentos no
autorizados
* Ningún estudiante sacará reactivos fuera del
laboratorio
* Todo accidente o incidente deberá ser
reportado inmediatamente al instructor
* Mantega el area de trabajo limpia y ordenada
42
12 Principios de quìmica verde
Quìmica Verde:
* Estrategia para maximizar la eficienca de las reacciones químcas.
* REACCIONES se hacen menos dañinas hacia las personas y el medioambiente.
* procesos quìmico 100% verdes o existen.
* impacto negativo de la investigación e industria química disminuye implementado los 12 principios de química verde.
Los 12 principios de química verde
1. Prevención de residuos
2. Economía atómica
3. Síntesis químicas menos riesgosas
4. Diseño de químicos más seguros
5. Uso de disolventes seguros.
6. Diseño para eficiencia energética
7. Uso de recursos renovables
8. Reducción de derivados
9. Catálisis
10. Diseño para la degradación
11. Prevención de la contaminación
12. Química segura; prevención de accidentes.
43
Química Verde 1
1. Prevención de residuos - Prioridad en la prevención de residuos. En lugar de purificar, limpiar, tratar, neutralizar, almacenar, etc. Residuos generados, se planifica cuidadosamente para minimizarlos en cada paso.
44
Química Verde 2
Reduce desechos a nivel, Molecular, maximizando el números de atómos de los reactivos incorporaddos al producto fial. Se usa para evaluar la eficiencia de las reacciones.
45
Química Verde 3
3. Síntesis químicas con menos riesgos - Diseño de síntesis y rutas sintéticas de la forma más segura posible. Hay que considerar los riesgos de cada componente incluso de los desperdicios.
46
Química Verde 4
4. Diseño de químicos seguros
Se minimiza la toxicidad
durante el diseño molecular
al predecir y evaluar
aspectos como las
propiedades físicas,
toxicidad y destino final en
el medioambiente durante el
diseño de la síntesis.
47
Química verde 5
5. Solventes seguros
Se elije el solvente más
seguro para cada reacción.
Se minimiza el uso total de
solventes y auxiliarles;
estos representan una gran
cantidad de residuos
generados.
48
Química Verde 6
6. Diseño para eficiencia energética:
Usar la ruta química mas
eficiente en uso de energía
se hace prioridad. Se evita el
calentar, enfriar, presurizar
y el uso de técnicas al vacío
favoreciendo las técnicas a
temperatura y presión
ambiental.
49
Química Verde 7
7. Uso de recursos renovables
Se usan preferentemente
compuestos provenientes de
recursos renovables (ej.
plantas) en lugar de
compuestos provenientes de
fuentes petroquímicas.
50
Química Verde 8
8. Reducir derivados
Se minimiza el uso de
derivados temporales tales
como grupos protectores.
De esta forma se eliminan
pasos sintéticos, uso de
recursos y generación de
desperdicios.
51
Química Verde 9
9. Catálisis
Se utilizan catalizadores en lugar de excesos de reactivos. Se hacce énfasis en usar catalizadores que aumenten la selectividad, pero qe a su vez minimicen los desèrdicios, tiempos de reacción y uso de energía.
52
Química Verde 10
10. Diseño para degradación
Se adopta el diseño de compuestos químicos degradables y fácil eliminación; asegurándose que reactivos y productos de degardación no sean tóxicos, no se acumulen y no sean persistentes en el medioambiente.
53
Química Verde 11
11. Prevención de contamminación en línea
Se controla las reacciones químicas en tiempo real para prevenir la formación y lberación de productos potencialmente dañinos, peligrosos y contaminantes.
54
Química Verde 12
12. Químmicca segura; prevenir accidentes
Se elijen y desarrollan procesos químicos más seguros, donde minimiza el riesgo intríseco de accidentes. Es importante conocer los posibles riesgos y buscar asesoramiento antes deproceder con el exxperimento.
Evaluación del impacto de la química verde
* Las práticas y procedimienos de nuestro laboratorio están diseñados bajo el concepto de química verde. Desviarnos de estos procedimientos y(o) instrucciones para que este fin se cumpla y rinda sus beneficios. Además, una forma de análisis es el identificar cuando se revelan estos principios en nuestras prácticas.
