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QUÍMICA GENERAL - QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
Guía de Clases de Laboratorio 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para el normal desarrollo de las tareas en un laboratorio de química se requiere, por parte del químico, 
ciertas consideraciones generales a tener en cuenta, y el conocimiento y comprensión de las normas de 
seguridad. 
Las consideraciones generales son los requisitos mínimos que debe cumplir una persona para desarrollar 
tareas de laboratorio. 
Las normas de seguridad son indispensables ya que se está trabajando con materiales que podrían ser 
peligrosos si no se utilizan como corresponde. 
 
1- Consideraciones generales: 
a. Conocimientos previos: 
 Es indispensable que el alumno conozca las Normas de Seguridad que se exigen en los Laboratorios 
de Prácticas de la Universidad Nacional del Litoral. 
 Antes de cada Clase de Laboratorio, el alumno deberá haber estudiado la Guía correspondiente, 
repasado los Conceptos Teóricos que en ella se estudian y contestado a todas las Cuestiones Previas 
(se deberán conocer los objetivos y las técnicas). 
 Es también de suma importancia que se conozcan los materiales a utilizar en cada clase, tanto el 
manejo como las precauciones a tener en cuenta. 
 De la misma manera se deben conocer las características principales de los reactivos necesarios para 
cada práctica (propiedades, usos, peligrosidad, cuidados a tener en cuenta para su manejo, etc.). 
 
b. Materiales necesarios: 
 Guardapolvo (preferentemente de 
algodón) 
 Guía correspondiente a la clase de 
laboratorio a realizar 
 Lápiz, lapicera y cuaderno para 
anotaciones 
 Compendio de Unidades, Constantes 
y Tablas 
 Rejilla 
 Papel absorbente 
 Fósforos o encendedor 
 Guantes 
 Jabón 
 Gafas de seguridad 
 Bolsa de residuos 
 Pro-pipeta 
 Tabla Periódica de los Elementos 
 
 
 
MANIPULACIONES GENERALES Y 
SEGURIDAD EN EL LABORATORIO 
 
 
 
 
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QUÍMICA GENERAL - QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
Guía de Clases de Laboratorio 
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c. Normas de Comportamiento: 
 Puntualidad en la concurrencia a la clase de laboratorio. 
 Durante el desarrollo de las prácticas se deberá trabajar de pie. Los bancos se colocan debajo de las 
mesadas o a los costados de las mismas. 
 El alumno deberá conservar la ubicación asignada durante todo el cuatrimestre. 
 Trabajar en forma responsable y ordenada. 
 No deambular por el laboratorio. 
 No abandonar el laboratorio con equipos en marcha y sin la autorización del docente. 
 No tomar material de otra comisión. Solicitarlo al docente. 
 Comunicar al docente cualquier situación que le parezca anormal o si ocurre algún accidente. 
 Al abandonar el Laboratorio este debe quedar limpio y ordenado (mesada, materiales utilizados, etc.). 
 Está absolutamente prohibido fumar, beber o comer dentro del laboratorio. 
 No realizar experiencias propias bajo ningún concepto. 
 Esta prohibida la entrada en el laboratorio de prácticas de personas ajenas a éstas. 
 
d. Normas Procedimentales: 
 Usar las cantidades y tipos de reactivos indicados. 
 No devolver los reactivos sobrantes a sus envases originales una vez trasvasados a otro recipiente. 
 Nunca intercambiar las tapas de los recipientes. 
 La parte interna del cierre de los frascos de los reactivos nunca se pone en contacto con la mesa u 
otras fuentes de contaminación. 
 Los líquidos y soluciones se vierten en la pileta dejando correr mucha agua, salvo aquellos que se 
colocan en recipientes especiales para su descarte final. 
 Los desperdicios sólidos (insolubles, fósforos, papel, etc.) se deben eliminar en el recipiente de 
residuos del laboratorio. 
 Evitar el derramamiento de sustancias sobre las mesadas. 
 Los reactivos que están en las mesas, balanzas o campanas de gases no deben nunca moverse a otra 
mesa, balanza o campana. 
 Antes de sacar un reactivo del frasco, leer la etiqueta cuidadosamente, asegurándose de que se trata 
del reactivo necesario para la experiencia. Observe los símbolos y frases de seguridad que señalan los 
riesgos más importantes derivados de su uso y las precauciones que hay que adoptar para su 
utilización. 
 A la derecha de cada reactivo estará el instrumento necesario para su manipulación (pipeta, espátula, 
pinza, etc.). Se deberá utilizar dicho instrumento y luego colocarlo en el lugar donde estaba (nunca 
intercambiarlo). 
 Un reactivo cristalino o en polvo se saca del frasco por medio de una espátula limpia y seca. 
 Para introducir un sólido en un recipiente de boca estrecha se puede utilizar un embudo limpio y 
seco. Si el sólido se va a disolver, se puede pasar el disolvente a través del embudo en pequeñas 
fracciones para arrastrar todo el sólido. 
 Para evitar salpicaduras al verter un líquido de un recipiente a otro se apoya una varilla de vidrio 
sobre el pico del recipiente en forma que el líquido fluya por la varilla y se recoja en el otro recipiente. 
 Si el recipiente tiene una boca pequeña, se debe utilizar un embudo de vidrio seco y limpio en el que 
caiga el líquido procedente de la varilla. 
 
 
 
 
 
 
 
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QUÍMICA GENERAL - QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
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2- Normas de seguridad: 
a. Conocer la ubicación del equipo de Primeros Auxilios, matafuegos, interruptores de corriente, llaves de 
gas, etc. 
b. Recordar que la tubería amarilla conduce gas y la tubería azul conduce agua. 
c. Ante el desconocimiento de una sustancia, siempre considerarla potencialmente peligrosa. 
d. Lavarse bien las manos con agua y jabón antes de salir del laboratorio y luego de utilizar sustancias 
peligrosas. Un posible peligro de envenenamiento, frecuentemente olvidado, es la contaminación a 
través de la piel. 
e. Es recomendable usar guantes, sobre todo cuando se utilizan soluciones corrosivas como ácidos y 
bases fuertes. 
f. Asegurarse del correcto cierre de las llaves de gas. 
g. Al calentar un líquido en un tubo de ensayo: 
 Utilizar los tubos grandes, nunca los pequeños. 
 Colocar el tubo inclinado de manera que la llama entre en contacto solo con la base de este. 
 Orientar la boca del tubo hacia lugares donde no haya personas. 
h. Usar intermediarios para transportar objetos calientes (pinzas, rejilla, etc.). 
i. Nunca oler una sustancia directamente. Usar las manos para arrastrar los vapores. 
j. Nunca llevarse productos químicos ni las manos sucias con ellos a la boca o los ojos. 
k. En caso de salpicarse con alguna sustancia (ácidos, bases, etc.) lavarse con abundante agua, excepto 
que exista alguna contraindicación. 
l. Nunca pipetear soluciones concentradas con la boca; siempre hacerlo con pro-pipeta. 
m. Siempre es recomendable el uso de gafas para el trabajo de laboratorio, y es obligatorio cuando se 
trabaja con sustancias peligrosas (ácidos y bases fuertes, solventes, etc.). 
n. En caso de daño en los ojos utilice el lavaojos inmediatamente haciendo circular abundante agua 
durante 10 minutos (salvo que esté contraindicado). Acuda inmediatamente al médico. 
o. Es obligatorio el uso de guardapolvo en el laboratorio. Este debe ser preferentemente de algodón, ya 
que es más resistente a los ácidos, álcalis y al fuego. 
p. No fuerce nunca los tubos de vidrio. 
q. Deje el vidrio caliente apartado encima de una plancha o similar hasta que haya tenido tiempo 
suficiente de enfriarse. 
r. No use nunca un equipo de vidrio que esté agrietado o roto. 
s. Deposite el vidrio roto en un contenedor para vidrio, no en una papelera. 
t. Trabaje en una campana de gases siempre que así esté indicado. 
u. Cierre siempre los mecheros cuando no los utilice. 
v. No acerque ningún productoquímico a la llama del mechero. Especialmente, aleje las botellas de 
reactivos y encendedores de lugares donde les puede incidir el calor de la llama. 
w. No deben transportarse innecesariamente los reactivos de un sitio a otro del laboratorio. Si tuviese 
que transportarlos, tenga cuidado con las botellas que deben ser siempre transportadas tomándolas 
por el fondo, nunca por la boca. 
x. No desordene los reactivos ni los instrumentos destinados a su manipulación. 
y. Recuerde que el orden es muy importante para evitar accidentes. Trabaje sin prisas, pensando en cada 
momento lo que está haciendo y con el material y reactivos ordenado. 
z. Mantenga las mesas y campana de gases siempre limpias. 
aa. Recoja inmediatamente cualquier derrame que se produzca. 
bb. No elimine residuos peligrosos por la pileta ni lo deposite en la basura. Hágalo siempre en los 
recipientes preparados para ello. 
cc. Al destapar botellas deje la tapa hacia arriba para no contaminar la mesada. 
 
 
 
 
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INSTRUMENTOS DE MEDICIÓN 
Un instrumento de medición es aquel elemento empleado con el propósito de evaluar magnitudes físicas a 
través de un procedimiento de medición. Antes de utilizar un instrumento de medida se debe conocer cómo 
se diseñó su escala, para ello se determinan las constantes físicas del mismo. 
 
Determinación de las constantes físicas del material de medida: 
a. Capacidad de un instrumento: Es la lectura máxima que se puede realizar con dicho instrumento. 
b. Campo de medida: En el rango de medida comprendido entre el valor extremo máximo y el valor 
extremo mínimo de la escala que presenta el instrumento. Se calcula haciendo la diferencia entre los 
valores máximo y mínimo de la escala. 
c. Constante del instrumento: Es la relación existente entre el campo de medida y el número de 
divisiones de la escala. Dicha constante es el valor de cada división: 
divisionesden
medidadecampo
nteonstaC

 
d. Apreciación del instrumento: Es la mitad del valor correspondiente a la constante. Es la subdivisión 
visual que uno puede hacer de la división más pequeña del instrumento: 
2
nteonstaC
nApreciació  
e. Precisión: es la capacidad de un instrumento de dar el mismo resultado en mediciones diferentes 
realizadas en las mismas condiciones; en otras palabras es la reproducibilidad de los valores 
entregados por el instrumento. 
f. Exactitud: es la capacidad de un instrumento de medir un valor cercano al valor de la magnitud real. 
 
ERRORES EXPERIMENTALES 
Medir es comparar una magnitud con otra, de la misma especie, que sirve como unidad. 
De esta comparación se obtiene un cierto valor numérico que será la medida observada, y puede ser el 
resultado de una sola operación de medida o de un conjunto de operaciones. La medida observada nunca 
es un resultado final, pues contiene errores. 
De acuerdo con el origen, y con la posibilidad de ser determinados, los errores se agrupan en dos clases: 
a. Errores controlables o sistemáticos: son aquellos que pueden determinarse en valor y signo. Pueden 
ser responsabilidad del operador o de la utilización de instrumentos de medición defectuosos o 
descalibrados. 
b. Errores incidentales o aleatorios: son indeterminados y se originan por causas desconocidas y 
fluctuantes. 
Si llamamos valor teórico al verdadero valor (valor exacto), y valor práctico al obtenido en la experiencia, 
que suele ser diferente al valor teórico, entonces se puede definir: 
 Error absoluto = |Valor teórico – Valor práctico| 
 Error relativo porcentual = |Valor teórico – Valor práctico| . 100 
Valor teórico 
El error relativo porcentual (Er%) puede ser positivo o negativo dependiendo esto del tipo de desviación que 
cometamos (en exceso o defecto). 
 
 
 
 
 
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QUÍMICA GENERAL - QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
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RENDIMIENTO 
Para calcular en rendimiento o recuperación de un determinado proceso de separación o de una reacción 
química, se deben tener en cuenta los siguientes conceptos: 
 Rendimiento teórico: es la máxima cantidad esperada en un determinado proceso. En el caso de 
una reacción química corresponde a la máxima cantidad de producto que se puede obtener a partir 
de los reactivos, teniendo en cuenta la relación estequiométrica de la reacción, mientras que para 
una operación de separación de componentes de una mezcla, correspondería a la máxima cantidad 
del producto de interés que se podría aislar a partir de dicha mezcla. 
 Rendimiento real: es la cantidad que se pudo obtener del producto o compuesto de interés luego 
de ocurrida la reacción química o terminado el proceso de separación. 
Para determinar entonces que tan eficiente es una reacción específica o un determinado proceso, se utiliza 
el rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento, que describe la relación entre el rendimiento real y 
el teórico de la siguiente manera: 
 
 
 
 
 
 
MEDICIÓN DE VOLÚMENES 
Una de las operaciones básicas en un laboratorio de química consiste en la medición de volúmenes. Para 
ello se utiliza el Material Volumétrico, entre los cuales citaremos: Matraces aforados, Pipetas graduadas, 
Volpipetas, Micropipetas, Probetas, Buretas, etc. 
Material volumétrico: 
Estos instrumentos tienen marcas grabadas en su superficie que indican volúmenes de líquidos llamadas 
aforos. Para medir el volumen, el nivel del líquido se compara con las marcas de graduación señaladas sobre 
la pared del instrumento de medida. Dicho nivel se lee en el fondo del menisco que se forma en el líquido. 
Se obtienen lecturas exactas situando el ojo a la altura del menisco. Cuando un instrumento de medida se 
encuentra lleno se dice está enrasado. 
 
 
1- Matraz aforado o Matraz volumétrico: 
 Es un recipiente de fondo plano, periforme y de cuello largo y delgado. 
 Se utiliza para preparar soluciones de un volumen definido. 
 Mide volúmenes con gran precisión. 
 Sólo mide un volumen determinado. 
 
 
 
 
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 Una línea delgada en el cuello (aforo) indica el nivel que debe tener el líquido, a una determinada 
temperatura (20ºC), para contener el volumen indicado. 
 Para llevarlo a volumen, el borde inferior del menisco que forma el líquido debe quedar tangente a la 
línea del aforo. 
 El cuello se hace delgado para que una pequeña variación de volumen en el enrase (error que 
depende del operador) produzca una modificación apreciable en el nivel del menisco, y no una 
modificación importante en dicho volumen. 
 Tiene un tapón de vidrio esmerilado, plástico o Teflón. 
 No se puede calentar ni adicionar en él líquidos calientes. 
 Prepare las disoluciones en un vaso de precipitados y, esperando un rato si el proceso de disolución 
produce un cambio apreciable de temperatura; transfiérala al matraz, lave tres veces el vaso, 
adicionando las aguas de lavado también al matraz, y enráselo. 
 Hay matraces de diferentes capacidades: 5 ml; 10 ml; 15 ml; 20 ml; 25 ml; 50 ml; 100 ml; 200 ml; 250 
ml; 500 ml; 1000ml, etc. 
 
2- Pipetas: 
a. Pipetas Graduadas: 
 Son tubos de vidrio, plástico o acrílico. 
 Se utilizan para transferir volúmenes de líquido cuya medida requiere cierta exactitud. 
 No se sopla la última gota. 
 Nunca trasvase líquidos calientes. 
 Antes de utilizar la pipeta, enjuague tres veces sus paredes con una pequeña cantidad de la 
disolución. 
 Se las llena por succión. 
 El enrasese hace tomando como indicador la parte baja del menisco. 
 Al enrasar, la pipeta debe mantenerse vertical, de manera que el enrase quede en línea horizontal 
con el ojo del operador. 
 El líquido se debe verter lentamente con la pipeta en posición vertical y su extremo tocando la pared 
interior del recipiente al que se vierte, de manera que forme ángulo con ella. 
 Si quedan gotas en las paredes, significa que la pipeta no está limpia. 
b. Pipetas volumétricas, aforadas o Volpipetas: 
 Tienen uno o dos aforos. 
 Se utilizan para verter un volumen de líquido definido. 
 Se deben tener las mismas precauciones que para las pipetas graduadas. 
 Hay de distintos volúmenes: 1 ml; 2 ml; 3 ml; 5 ml; 10 ml; 15 ml; 20 ml; 25 ml; 50 ml; etc. 
c. Micropipetas: 
 Son como las Volpipetas pero cargan volúmenes mucho menores: 10 l; 20 l; 50 l; 100 l; 200 l; 
etc. 
 Para ser usadas requieren una boquilla y un tubo de goma que conecte con la pipeta para hacer 
succión. 
d. Micropipetas automáticas: 
 Son Micropipetas pero su uso es mucho más práctico y sencillo. 
 La succión se realiza presionando o soltando un émbolo con el pulgar. 
 Girando una perilla se varía el volumen a dispensar. La MA tiene una ventana en la que se indica el 
volumen a dispensar. 
 
 
 
 
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 Se utilizan puntas intercambiables (tips) las cuales son descartables y se liberan mediante un 
expulsor. 
 
3- Probetas: 
 Son recipientes cilíndricos, graduados, de vidrio o plástico. 
 Se utilizan para medir volúmenes con poca precisión. 
 Puesto que la superficie libre del líquido es mucho mayor, se cometen errores más importantes en los 
enraces. 
 
4- Buretas: 
 Son tubos largos, cilíndricos, de vidrio grueso. 
 Se emplea exclusivamente para medir volúmenes con exactitud en valoraciones (titulaciones). 
 Están provistas de una llave para controlar el flujo de líquido. Cuando esta llave es de vidrio necesita 
de unas gotas de vaselina para un cierre perfecto. Las llaves de Teflón no necesitan lubricante. 
 Después de limpiar la bureta, en las paredes interiores permanece adherida una cierta cantidad de 
agua que diluirá el líquido que se adicione, cambiando su concentración. Antes de rellenar la bureta, 
enjuague tres veces las paredes con una pequeña cantidad de la disolución. La bureta se inclina y se 
gira de tal forma que toda la superficie interior esté en contacto con la disolución utilizada para 
enjuagar. 
 Para trabajar se dispone en posición vertical; sujeta con una pinza metálica que a su vez se afirma a 
un soporte universal. 
 Siempre se empieza a valorar con la bureta llena hasta el cero. Esto se consigue llenándola por 
encima del nivel del cero y luego descargando el líquido hasta enrazarla. 
 El enrase se hace tomando como indicador la parte baja del menisco. 
 La zona que hay entre la llave y la boca de salida debe quedar completamente llena de líquido (sin 
burbujas). Para ello, se llena la bureta por encima del cero y se abre la llave completamente hasta que 
se llene dicho espacio con el líquido. 
 El uso de la bureta será más eficiente si se maneja la llave o la pinza con la mano izquierda y con la 
derecha se agita el matraz reaccionante. 
 El líquido debe caer lentamente para que no queden gotas pegadas a las paredes. Si esto sucede 
significa que la bureta no está limpia. 
 Nunca adicione líquidos calientes. 
 
MEDICIÓN DE MASAS 
Además de la medición de volúmenes, la medición de masas es otra operación muy común en un 
laboratorio de química. Para esto es necesario el uso de balanzas. 
La acción de usar la balanza se denomina pesar, aunque esta expresión suele ser impropia e induce a una 
confusión conceptual. La MASA es una medida de la cantidad de materia que contiene un cuerpo; en 
cambio, el PESO de un cuerpo es la medida de la fuerza de atracción gravitacional de la tierra que actúa 
sobre este. La MASA de un cuerpo no varía a menos que se modifique la cantidad de materia; en cambio, el 
PESO de un cuerpo, depende de la distancia de este al centro de la tierra, por lo que la fuerza de atracción 
gravitacional varía dependiendo de si uno se encuentra en el nivel del mar o en una montaña muy alta. A 
pesar de los diferentes conceptos anteriormente descriptos, se acostumbra utilizar el término PESO cuando 
se quiere decir MASA. 
Existen muchos tipos de balanzas, pero las más utilizadas en el laboratorio son las de precisión y la 
monoplato, aunque es muy común encontrarse con las antiguas balanzas biplato. 
 
 
 
 
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Estos instrumentos son muy sensibles y delicados. Es por ello que es necesario conocer su funcionamiento y 
las precauciones que debemos tener para no dañarlos o descalibrarlos. 
 
 
2- Balanzas: 
a. Biplato: 
 Se basa en el principio de momentos e fuerza. 
 Está formada por dos platillos idénticos, sujetos a una barra (cruz) que oscila en su punto medio 
(cuchilla). 
 El sistema está diseñado de tal manera que, cuando ambos platillos contienen la misma masa, la 
barra permanece en posición perfectamente horizontal. 
 Para utilizar dicha balanza se dispone de una caja de pesas (masas). La operación consiste en 
comparar la masa del cuerpo en cuestión, que se coloca en un platillo, con las distintas pesas. Estas se 
van agregando en el otro platillo y se van intercambiando inteligentemente hasta que logremos 
ubicar la barra en posición perfectamente horizontal. En este momento sabremos que la masa del 
cuerpo es la misma que la suma de las masas de todas las pesas que están en el otro platillo. 
 Su precisión es de aproximadamente 0,01 g. 
b. Monoplato: 
 Su funcionamiento también está basado en el sistema de cruz y cuchilla. 
 Las pesas se agregan y quitan en forma mecánica, a través de un juego de palancas internas 
comandadas por un sistema de botones y/o perillas exteriores. 
 Gracias al sistema mecánico de manejo de pesas el trabajo es mucho más sencillo y se obtienen 
mediciones más precisas. Además, al no manipular las pesas directamente, estas se conservan mejor 
y no alteran su masa por desgaste o suciedad. 
 Las balanzas de vacío funcionan de la misma manera, solo que las pesas se encuentran en el mismo 
extremo de la barra que el plato y se van quitando hasta restablecer el equilibrio. 
 Algunas de estas balanzas poseen amortiguadores de vacío que evitan oscilaciones, acelerando el 
proceso de medición. 
 Su precisión es de aproximadamente 0,01 g. 
c. Electrónica. 
 Su funcionamiento está basado en la diferencia de presión que sufre un sensor sobre el cual se 
encuentra el plato de la balanza. 
 Un sistema electrónico recibe la señal del sensor y la traduce en el valor de la masa correspondiente. 
Dicho valor se exhibe en una pantalla de cristal líquido (LCD). 
 Actualmente se puede encontrar una gran variedad de estas balanzas; variando estas en capacidad, 
precisión, modos de empleo, exactitud, etc. 
 Su precisión es de aproximadamente 0,001 g. 
 
 
 
 
 
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d. Analítica: 
 Es una balanza electrónica pero con una mayor precisión (0,0001 g). 
 Su plato, al igual que en algunos de los otros tipos de balanzas, siempre se encuentra dentro de una 
cámara de vidrio con ventanas que se abren para colocar y retirar las masas a pesar y se cierran para 
hacer la medición. La función de esta cámara es aislarla de cualquier cambio de presión que puedan 
producir las corrientesde aire. 
 
3- Funcionamiento y precauciones al utilizar una balanza: 
 Antes de realizar una pesada, compruebe que la balanza esté nivelada. 
 Compruebe igualmente el cero de la balanza. 
 No pese nunca directamente sobre el platillo, sino sobre un vidrio de reloj o sobre algún recipiente 
limpio y seco. 
 Las balanzas son muy sensibles y una corriente de aire puede alterar la medición. Evite pesar cerca de 
ventanas abiertas, ventiladores o cualquier tipo de corriente de aire. 
 Si ha adicionado más producto del necesario, no lo quite encima de la balanza pues puede dañarla. 
Saque el recipiente de la balanza, retire un poco de producto y vuelva a pesar. Si todavía hay 
producto en exceso vuelva sacar el vidrio de la balanza y retire más. Finalmente, si falta producto, 
adiciónelo con cuidado con el vidrio sobre la balanza. 
 Después de usar la balanza, déjela completamente limpia. 
 
OPERACIONES BÁSICAS 
Además de la medición de volúmenes y de masas hay muchas más operaciones que podemos realizar en un 
laboratorio. A continuación definiremos algunas de ellas describiendo también las precauciones que 
debemos tener en cada caso. 
 
Pulverización: 
Es el procedimiento por el cual se tritura un sólido, reduciéndolo a polvo, de 
manera de disminuir el tamaño de las partículas (aumentar la superficie 
específica) para facilitar su disolución o reacción con otros reactivos. 
Para dicha operación se coloca el sólido en un mortero y, con el pilón 
correspondiente, se le imprime presión alternando movimientos de rotación 
en círculos y en forma de ocho. Tanto el mortero como el pilón pueden ser de 
muy diversos materiales. Los más comunes son los de porcelana y los de 
vidrio. 
 
 
 
Filtración: 
Es el proceso por el cual se separa un sólido de un líquido, interponiendo un medio poroso (papel de filtro, 
algodón, tela, etc.) que retenga las partículas. 
Las variables a tener en cuenta son la temperatura, el tamaño del poro del medio filtrante y la diferencia de 
presión entre ambas caras de este material filtrante. 
Para esta operación se requiere también de un embudo sobre el cual se colocará el medio filtrante. Los 
embudos más comunes son los de vidrio; tienen forma cónica y suelen tener en el interior del cono estrías 
rectas o espiraladas que favorecen el desplazamiento del líquido. 
Para el filtrado con papel de filtro, este se dobla de manera de formar un cono y se coloca en el interior del 
embudo, se humedece el papel con el líquido de lavado, con el fin de que la superficie externa del papel se 
adhiera perfectamente con la pared interna del embudo. El embudo con el papel de filtro se situará sobre 
 
 
 
 
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un soporte, de forma que el vástago se halle en contacto con la pared del recipiente de recolección del 
líquido de filtrado, y a continuación se vierte el líquido deslizándolo por una varilla hasta el embudo. Una 
vez que haya pasado todo el líquido, el sólido que pueda permanecer en el recipiente inicial se arrastra al 
filtro con la ayuda de la varilla y, finalmente con pequeñas porciones de disolvente que al mismo tiempo 
actuará como líquido de lavado. Debe cuidarse mucho que en las adiciones de producto al filtro, la 
disolución no rebase nunca el borde del papel pues en ese caso pasaría líquido sin atravesar el papel de 
filtro y arrastraría, al filtrado, partículas de precipitado. 
El filtrado también se puede realizar al vacío, utilizando un embudo Buchner. Este embudo tiene una 
superficie plana con perforaciones. Sobre esta superficie se coloca un círculo de papel de filtro de igual 
diámetro que el interior del embudo humedeciéndolo luego con líquido de lavado para que la adherencia 
sea total. El embudo se adosa a un kitasato y se conecta la tubuladura lateral con el aparato productor de 
vacío (generalmente una trompa de agua). Las restantes operaciones son similares a las descritas en la 
filtración a presión normal. Debe procurarse desconectar el kitasato del generador de vacío antes de cerrar 
éste, sobre todo cuando se trata de una trompa de agua, pues la diferencia de presiones, en caso contrario, 
hará que el agua pase al kitasato impurificando o en el mejor de los casos diluyendo el líquido filtrado. 
Generalmente, la primera forma de filtrar, al ser más lenta, dificulta más el paso de pequeñas partículas de 
sólido a través de filtro. Por ello suele usarse en aquellos casos en que el precipitado es casi coloidal y pasa 
fácilmente los filtros, o cuando nos interesa eliminar una pequeña impureza insoluble garantizando que la 
disolución sea completamente transparente. En esté, último caso es corriente utilizar un papel plegado en 
pliegues en lugar de en forma cónica. La segunda forma es mucho más rápida y se utiliza normalmente para 
separar los productos finales de las disoluciones que los contienen (aguas madres), dejándolos un rato con 
paso de aire a través del embudo para que se sequen. 
 
 
Precipitación: 
Es el proceso por el cual se logra separar, de una disolución líquida, uno de sus componentes bajo la forma 
de un sólido insoluble. Esto se logra mediante el agregado de un reactivo precipitante bajo condiciones 
controladas (temperatura, concentración de los reactivos, etc.). 
 
Secado: 
Se realiza para eliminar la humedad de los reactivos, precipitados y material de vidrio. El secado se puede 
hacer en frío, utilizando desecadores, o en caliente en estufas o muflas. Los desecadores son cámaras de 
vidrio cerradas que contienen un agente desecante (generalmente se utiliza sílica gel). La cámara y su tapa 
cierran de manera hermética a través de dos superficies esmeriladas que se mantienen engrasadas para 
 
 
 
 
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favorecer dicha hermeticidad. Esta tapa no se retira levantándola sino que se desliza hacia un costado sobre 
estas superficies. 
Cuando se coloca una sustancia muy caliente en un desecador se debe dejar la tapa entreabierta para evitar 
que esta “salte” debido a la dilatación del aire en su interior. 
Algunos desecadores poseen una salida que se conecta a una bomba o trompa de vacío para acelerar el 
proceso de secado (desecadores de vacío). 
Cuando utilice una estufa no cambie su temperatura y recuerde que muchas sustancias se descomponen 
con el calor. Trate de no tener la puerta abierta por mucho tiempo para evitar que disminuya la 
temperatura. 
Siempre que se coloca una sustancia en desecadores o estufas para ser secadas, estas se deben rotular 
correctamente o colocar un papel debajo de estas donde conste: qué sustancia es, a quién pertenece y 
cuando se colocó. 
 
Calentamiento: 
 
1- Tela de amianto: Está constituida por una malla con tela metálica que lleva intercalada en su parte central 
un disco de amianto. Sirve para dispersar la llama y para proteger los recipientes de vidrio. 
2- Trípode: Armazón de tres pies, que sirve para sostener ciertos instrumentos en la preparación de montajes 
para calentar, utilizados como complemento del mechero (dependiendo del tipo). 
3- Mecheros: 
a. Mechero de Bunsen: Se emplea para obtener temperaturas medias. La temperatura máxima se logra 
regulando la entrada de aire de manera que sea algo mayor que la necesaria para una llama no luminosa. 
Recuerde que una llama luminosa (amarilla) ensuciará el material ya que la combustión es incompleta y 
quedan residuos de carbón (hollín). 
b. Mechero Mecker: Se pueden lograr temperaturas mucho mayores, incluso del orden de los 1000°C. 
Tiene una entrada de aire que permite que se queme la totalidad el gas. Se produce un conjunto de llamas 
pequeñas que se unen formando una llama más grande con un poder caloríficomayor. 
c. Mechero Teclú: Es una forma intermedia entre el Bunsen y el Mecker, tanto en diseño como en poder 
calorífico de su llama. 
 
 
Para encender un mechero correctamente: 
a. Abra la llave de paso de gas de la mesa en sentido contrario las agujas del reloj (tubería amarilla) 
b. Abra la llave de gas en la cual se encuentra conectado el mechero. Esta llave se ha de abrir lo necesario 
para una correcta salida de gas pero sin que se apague la llama por una velocidad excesiva. 
c. Aproximar un fósforo encendido a la salida superior del tubo y regular la entrada de aire con el collar o 
la rueda. 
d. El mechero está bien encendido si tenemos una llama azulada. 
 
 
 
 
 
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Para apagar el mechero: 
a. Se cierra en primer lugar la llave de gas en la cual se encuentra conectado el mechero 
b. Se cierra la llave de paso de gas de la mesada. Hay que asegurarse de que ambas llaves estén cerradas 
cuando no se utiliza el mechero. 
 
Evaporación: 
Se emplea para separar un líquido de un sólido, cuando no nos interesa recuperar el 
líquido. Se realiza utilizando recipientes llamados Cápsulas. Estos recipientes tienen boca 
ancha y poca profundidad. 
 
Calcinación: 
Tiene por objeto la eliminación de la humedad, materia orgánica e impurezas volátiles. 
El proceso de calcinación comienza por el secado del contenido del crisol con una llama pequeña dirigida a 
la parte inferior del crisol, es cual se sostiene sobre el mechero utilizando un trípode un triángulo de pipa. 
Una vez seco se aumenta la llama del mechero. El contenido no debe inflamarse. Si esto sucede se deben 
sofocar las llamas tapando el crisol. 
Luego de la calcinación se deja enfriar al aire por unos minutos y luego se coloca en desecador durante 
aproximadamente 30 minutos. Para manipular el crisol se deben usar pinzas. El crisol, junto con su 
contenido, se pesa hasta pesada constante. Esto se logra por sucesivos calentamientos, enfriamientos y 
pesada. 
 
 
 
Decantación: 
Se utiliza para separar dos líquidos inmiscibles entre sí. 
La mezcla se coloca en una ampolla de decantación y se deja reposar hasta que se separan. El líquido de 
menor densidad quedara sobre el de mayor densidad, separados por una interfase. El de mayor densidad se 
recupera abriendo la llave de la ampolla de decantación hasta que se llega a la interfase. 
 
Destilación: 
Sirve para purificar un líquido o fraccionar una mezcla de líquidos miscibles entre sí. Esta separación se basa 
en la diferencia entre los puntos de ebullición de las sustancias que componen la mezcla líquida. Para esta 
operación se utilizan mecheros, trípodes, telas de amianto, balones de destilación de distintos tamaños, 
refrigerantes y vasos colectores. 
 
 
 
 
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Anotaciones en el cuaderno 
El cuaderno de laboratorio contiene el registro del trabajo realizado y los resultados obtenidos. Sirve para 
tomar nota inmediata de todas las observaciones experimentales, de forma breve pero concisa y clara. 
No deben emplearse hojas sueltas o borradores que puedan perderse, y que además suelen molestar en las 
mesadas; las anotaciones se deben hacer directamente en el cuaderno, y no se deben omitir ni los datos 
cuantitativos ni los cualitativos. 
Al comienzo de cada proceso, es necesario registrar las cantidades usadas de cada reactivo, su equivalencia 
en moles y cualquier otro dato de interés, junto con todos los cálculos realizados. Deben incluirse además 
las características más importantes de cada reactivo y material a utilizar, enfatizando los riesgos de su 
utilización y las precauciones que se deben tener al manipularlos. 
Escribir el procedimiento operativo, señalando todas aquellas observaciones que hayan merecido su 
interés, y sus interpretaciones las mismas. 
 
 
 
 
 
 
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SÍMBOLOS DE RIESGO QUÍMICO: 
Son pictogramas que se encuentran estampados en las etiquetas de los productos químicos y que sirven 
para dar una percepción instantánea del tipo de peligro que entraña el uso, manipulación, transporte y 
almacenamiento de éstos. 
Símbolo de riesgo 
y nombre 
Significado (Definición y Precaución) Ejemplos 
 
C Corrosivo 
Clasificación: Estos productos químicos causan destrucción 
de tejidos vivos y/o materiales inertes. 
Precaución: No inhalar y evitar el contacto con la piel, ojos y 
ropas. 
Ácido clorhídrico 
Ácido fluorhídrico 
 
E Explosivo 
Clasificación: Sustancias y preparaciones que pueden 
explotar bajo efecto de una llama o que son más sensibles a 
los choques o fricciones que el dinitrobenceno. 
Precaución: evitar golpes, sacudidas, fricción, flamas o 
fuentes de calor. 
Nitroglicerina 
 
O Comburente 
Clasificación: Sustancias que tienen la capacidad de incendiar 
otras sustancias, facilitando la combustión e impidiendo el 
combate del fuego. 
Precaución: evitar su contacto con materiales combustibles. 
Oxígeno 
Nitrato de potasio 
Peróxido de hidrógeno 
 
F Inflamable 
Clasificación: 
Sustancias y preparaciones: que pueden calentarse y 
finalmente inflamarse en contacto con el aire a una 
temperatura normal sin empleo de energía, o: 
 sólidas, que pueden inflamarse fácilmente por una 
breve acción de una fuente de inflamación y que continúan 
ardiendo o consumiéndose después de haber apartado la 
fuente de inflamación, o 
 líquidas que tiene un punto de inflamación inferior a 
21 °C, o 
 gaseosas, inflamables en contacto con el aire a 
presión normal, o 
 que, en contacto con el agua o el aire húmedo, 
desenvuelven gases fácilmente inflamables en cantidades 
peligrosas; 
Precaución: evitar contacto con materiales ignitivos (aire, 
agua). 
Benceno 
Etanol 
Acetona 
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https://es.wikipedia.org/wiki/Pictograma
http://es.wikipedia.org/wiki/Corrosi%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdrico
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_fluorh%C3%ADdrico
http://es.wikipedia.org/wiki/Explosivo
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Dinitrobenceno&action=edit
http://es.wikipedia.org/wiki/Nitroglicerina
http://es.wikipedia.org/wiki/Comburente
http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno
http://es.wikipedia.org/wiki/Nitrato_de_potasio
http://es.wikipedia.org/wiki/Per%C3%B3xido_de_hidr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Inflamaci%C3%B3n_%28f%C3%ADsica%29&action=edit
http://es.wikipedia.org/wiki/Benceno
http://es.wikipedia.org/wiki/Etanol
http://es.wikipedia.org/wiki/Acetona
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F+ 
Extremadamente 
inflamable 
Clasificación: Sustancias y preparaciones líquidas, cuyo punto 
de inflamación se sitúa entre los 21 ºC y los 55 ºC; 
Precaución: evitar contacto con materiales ignitivos (aire, 
agua). 
Hidrógeno 
Éter etílico 
 
T Tóxico 
Clasificación: Sustancias y preparaciones que, por inhalación, 
ingestión o penetración cutánea, pueden implicar riesgos 
graves, agudos o crónicos a la salud. 
Precaución: todo el contacto con el cuerpo humano debe ser 
evitado. 
Cloruro de bario 
Monóxido de carbono 
Metanol 
 
T+ Muy tóxico 
Clasificación: Por inhalación, ingesta o absorción a través de 
la piel, provoca graves problemas de salud e inclusive la 
muerte. 
Precaución: todo el contacto con el cuerpo humano debe ser 
evitado. 
Cianuro 
Nicotina 
 
Xi Irritante 
Clasificación: Sustancias y preparaciones no corrosivas que, 
por contacto inmediato, prolongado o repetido con la piel o 
las mucosas, pueden provocar una reacción inflamatoria. 
Precaución: los gases no deben ser inhalados y el contacto 
con la piel y ojos debe ser evitado. 
Cloruro de calcio 
Carbonato de sodio 
 
Xn Nocivo 
Clasificación: Sustancias y preparaciones que, por inhalación, 
ingestión o penetración cutánea, pueden implicar riesgos a la 
salud de forma temporal o alérgica; 
Precaución: debe ser evitado el contacto con el cuerpo 
humano, así como la inhalación de los vapores. 
Etanal 
Diclorometano 
Cloruro de potasio 
 
N Peligroso para el 
medio ambiente 
Definición: El contacto de esa sustancia con el medio 
ambiente puede provocar daños al ecosistema a corto o largo 
plazo 
Manipulación: debido a su riesgo potencial, no debe ser 
liberado en las cañerías, en el suelo o el medio ambiente. 
¡Tratamientos especiales tienen que ser tomados! 
Benceno 
Cianuro de potasio 
 
 
 
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http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%89ter_et%C3%ADlico
http://es.wikipedia.org/wiki/T%C3%B3xico
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Cloruro_de_bario&action=edit
http://es.wikipedia.org/wiki/Mon%C3%B3xido_de_carbono
http://es.wikipedia.org/wiki/Metanol
http://es.wikipedia.org/wiki/T%C3%B3xico
http://es.wikipedia.org/wiki/Cianuro
http://es.wikipedia.org/wiki/Nicotina
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Irritante&action=edit
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Cloruro_de_calcio&action=edit
http://es.wikipedia.org/wiki/Carbonato_de_sodio
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Nocivo&action=edit
http://es.wikipedia.org/wiki/Etanal
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Dicloro-metano&action=edit
http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_potasio
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Peligroso_para_el_medio_ambiente&action=edit
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Peligroso_para_el_medio_ambiente&action=edit
http://es.wikipedia.org/wiki/Benceno
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SISTEMA DE LA NATIONAL FIRE PROTECCTION ASSOCIATION (NFPA 704-M): 
 
Establece un sistema de identificación de riesgos para que en un eventual incendio o emergencia, las 
personas afectadas puedan reconocer los riesgos de los materiales respecto del fuego. Este código ha 
sido creado para dar información al cuerpo de bomberos en el terreno. No especifica los peligros para 
la salud de una sustancia química, en situaciones distintas de una emergencia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FRASES DE RIESGO Y SEGURIDAD (R/S): 
Son un sistema de códigos de riesgo y frases para describir los riesgos de los compuestos químicos 
peligrosos. Las frases R/S consisten de frases indicadoras de riesgos específicos (R) y consejos de 
seguridad (S). Estas letras son seguidasde un número, cuya combinación tiene el mismo significado en 
diferentes idiomas. 
 
Naturaleza de los riesgos específicos atribuidos a las sustancias y preparados peligrosos 
 FRASES R SIMPLES 
R1 Explosivo en estado seco. 
R2 Riesgo de explosión por choque, fricción, fuego u otras fuentes de ignición. 
R3 Alto riesgo de explosión por choque, fricción, fuego u otras fuentes de ignición. 
R4 Forma compuestos metálicos explosivos muy sensibles. 
R5 Peligro de explosión en caso de calentamiento. 
R6 Peligro de explosión, en contacto o sin contacto con el aire. 
R7 Puede provocar incendios. 
R8 Peligro de fuego en contacto con materias combustibles. 
R9 Peligro de explosión al mezclar con materias combustibles. 
R10 Inflamable. 
R11 Fácilmente inflamable. 
R12 Extremadamente inflamable. 
R14 Reacciona violentamente con el agua. 
R15 Reacciona con el agua liberando gases extremadamente inflamables. 
R16 Puede explosionar en mezcla con sustancias comburentes. 
R17 Se inflama espontáneamente en contacto con el aire. 
R18 Al usarlo pueden formarse mezclas aire-vapor explosivas/inflamables. 
R19 Puede formar peróxidos explosivos. 
R20 Nocivo por inhalación. 
R21 Nocivo en contacto con la piel. 
R22 Nocivo por ingestión. 
R23 Tóxico por inhalación. 
R24 Tóxico en contacto con la piel. 
R25 Tóxico por ingestión. 
R26 Muy tóxico por inhalación. 
R27 Muy tóxico en contacto con la piel. 
R28 Muy tóxico por ingestión. 
R29 En contacto con agua libera gases tóxicos. 
R30 Puede inflamarse fácilmente al usarlo. 
R31 En contacto con ácidos libera gases tóxicos. 
R32 En contacto con ácidos libera gases muy tóxicos. 
R33 Peligro de efectos acumulativos. 
R34 Provoca quemaduras. 
R35 Provoca quemaduras graves. 
 
 
 
 
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R36 Irrita los ojos. 
R37 Irrita las vías respiratorias. 
R38 Irrita la piel. 
R39 Peligro de efectos irreversibles muy graves. 
R40 Posibles efectos cancerígenos 
R41 Riesgo de lesiones oculares graves. 
R42 Posibilidad de sensibilización por inhalación. 
R43 Posibilidad de sensibilización en contacto con la piel. 
R44 Riesgo de explosión al calentarlo en ambiente confinado. 
R45 Puede causar cáncer. 
R46 Puede causar alteraciones genéticas hereditarias. 
R48 Riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada. 
R49 Puede causar cáncer por inhalación. 
R50 Muy tóxico para los organismos acuáticos. 
R51 Tóxico para los organismos acuáticos. 
R52 Nocivo para los organismos acuáticos. 
R53 Puede provocar a largo plazo efectos negativos en el medio ambiente acuático. 
R54 Tóxico para la flora. 
R55 Tóxico para la fauna. 
R56 Tóxico para los organismos del suelo. 
R57 Tóxico para las abejas. 
R58 Puede provocar a largo plazo efectos negativos en el medio ambiente. 
R59 Peligroso para la capa de ozono. 
R60 Puede perjudicar la fertilidad. 
R61 Riesgo durante el embarazo de efectos adversos para el feto. 
R62 Posible riesgo de perjudicar la fertilidad. 
R63 Posible riesgo durante el embarazo de efectos adversos para el feto. 
R64 Puede perjudicar a los niños alimentados con leche materna. 
R65 Nocivo. Si se ingiere puede causar daño pulmonar 
R66 La exposición repetida puede provocar sequedad o formación de grietas en la piel 
R67 La inhalación de vapores puede provocar somnolencia y vértigo 
R68 Posibilidad de efectos irreversibles 
 FRASES R COMBINADAS 
R14/15 Reacciona violentamente con el agua, liberando gases extremadamente inflamables. 
R15/29 En contacto con el agua, libera gases tóxicos y extremadamente inflamables. 
R20/21 Nocivo por inhalación y en contacto con la piel. 
R20/22 Nocivo por inhalación y por ingestión. 
R20/21/22 Nocivo por inhalación, por ingestión y en contacto con la piel. 
R21/22 Nocivo en contacto con la piel y por ingestión. 
R23/24 Tóxico por inhalación y en contacto con la piel. 
R23/25 Tóxico por inhalación y por ingestión. 
 
 
 
 
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R23/24/25 Tóxico por inhalación, por ingestión y en contacto con la piel. 
R24/25 Tóxico en contacto con la piel y por ingestión. 
R26/27 Muy tóxico por inhalación y en contacto con la piel. 
R26/28 Muy tóxico por inhalación y por ingestión. 
R26/27/28 Muy tóxico por inhalación, por ingestión y en contacto con la piel. 
R27/28 Muy tóxico en contacto con la piel y por ingestión. 
R36/37 Irrita los ojos y las vías respiratorias. 
R36/38 Irrita los ojos y la piel. 
R36/37/38 Irrita los ojos, la piel y las vías respiratorias. 
R37/38 Irrita las vías respiratorias y la piel. 
R39/23 Tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por inhalación. 
R39/24 Tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por contacto con la piel. 
R39/25 Tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por ingestión. 
R39/23/24 Tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por inhalación y contacto con la piel. 
R39/23/25 Tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por inhalación e ingestión. 
R39/24/25 Tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por contacto con la piel e ingestión. 
R39/23//24/25 Tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por inhalación, contacto con la piel e 
ingestión. 
R39/26 Muy tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por inhalación. 
R39/27 Muy tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por contacto con la piel. 
R39/28 Muy tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por ingestión. 
R39/26/27 Muy tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por inhalación y contacto con la 
piel. 
R39/26/28 Muy tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por inhalación e ingestión. 
R39/27/28 Muy tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por contacto con la piel e ingestión. 
R39/26/27/28 Muy tóxico: peligro de efectos irreversibles muy graves por inhalación, contacto con la piel 
e ingestión. 
R42/43 Posibilidad de sensibilización por inhalación y en contacto con la piel. 
R48/20 Nocivo: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
inhalación. 
R48/21 Nocivo: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
contacto con la piel. 
R48/22 Nocivo: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
ingestión. 
R48/20/21 Nocivo: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
inhalación y contacto con la piel. 
R48/20/22 Nocivo: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
inhalación e ingestión. 
R48/21/22 Nocivo: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
contacto con la piel e ingestión. 
R48/20/21/22 Nocivo: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
inhalación, contacto con la piel e ingestión. 
R48/23 Tóxico: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
inhalación. 
R48/24 Tóxico: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
contacto con la piel. 
 
 
 
 
20 
 
QUÍMICA GENERAL - QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
Guía de Clases de Laboratorio 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL 
R48/25 Tóxico: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
ingestión. 
R48/23/24 Tóxico: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
inhalación y contacto con la piel. 
R48/23/25 Tóxico: riesgode efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
inhalación e ingestión. 
R48/24/25 Tóxico: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
contacto con la piel e ingestión. 
R48/23/24/25 Tóxico: riesgo de efectos graves para la salud en caso de exposición prolongada por 
inhalación, contacto con la piel e ingestión. 
R50/53 Muy tóxico para los organismos acuáticos, puede provocar a largo plazo efectos negativos 
en el medio ambiente acuático. 
R51/53 Tóxico para los organismos acuáticos, puede provocar a largo plazo efectos negativos en el 
medio ambiente acuático. 
R52/53 Nocivo para los organismos acuáticos, puede provocar a largo plazo efectos negativos en el 
medio ambiente acuático. 
R68/20 Nocivo: posibilidad de efectos irreversibles por inhalación. 
R68/21 Nocivo: posibilidad de efectos irreversibles en contacto con la piel. 
R68/22 Nocivo: posibilidad de efectos irreversibles por ingestión. 
R68/20/21 Nocivo: posibilidad de efectos irreversibles por inhalación y contacto con la piel. 
R68/20/22 Nocivo: posibilidad de efectos irreversibles por inhalación e ingestión. 
R68/21/22 Nocivo: posibilidad de efectos irreversibles en contacto con la piel e ingestión. 
R68/20/21/22 Nocivo: posibilidad de efectos irreversibles por inhalación, contacto con la piel e ingestión. 
 FRASES S SIMPLES 
S1 Consérvese bajo llave. 
S2 Manténgase fuera del alcance de los niños. 
S3 Consérvese en lugar fresco. 
S4 Manténgase lejos de locales habitados. 
S5 Consérvese en... (líquido apropiado a especificar por el fabricante). 
S6 Consérvese en... (gas inerte a especificar por el fabricante). 
S7 Manténgase el recipiente bien cerrado. 
S8 Manténgase el recipiente en lugar seco. 
S9 Consérvese el recipiente en lugar bien ventilado. 
S12 No cerrar el recipiente herméticamente. 
S13 Manténgase lejos de alimentos, bebidas y piensos. 
S14 Consérvese lejos de ... (materiales incompatibles a especificar por el fabricante). 
S15 Conservar alejado del calor. 
S16 Conservar alejado de toda llama o fuente de chispas - No fumar. 
S17 Manténgase lejos de materiales combustibles. 
S18 Manipúlese y ábrase el recipiente con prudencia. 
S20 No comer ni beber durante su utilización. 
S21 No fumar durante su utilización. 
S22 No respirar el polvo. 
S23 No respirar los gases/humos/vapores/aerosoles [denominación(es) adecuada(s) a 
especificar por el fabricante]. 
 
 
 
 
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Guía de Clases de Laboratorio 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 
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S24 Evítese el contacto con la piel. 
S25 Evítese el contacto con los ojos. 
S26 En caso de contacto con los ojos, lávense inmediata y abundantemente con agua y acúdase 
a un médico. 
S27 Quítese inmediatamente la ropa manchada o salpicada. 
S28 En caso de contacto con la piel, lávese inmediata y abundantemente con ... (productos a 
especificar por el fabricante). 
S29 No tirar los residuos por el desagüe. 
S30 No echar jamás agua a este producto. 
S33 Evítese la acumulación de cargas electrostáticas. 
S35 Elimínense los residuos del producto y sus recipientes con todas las precauciones posibles. 
S36 Úsese indumentaria protectora adecuada. 
S37 Úsense guantes adecuados. 
S38 En caso de ventilación insuficiente, úsese equipo respiratorio adecuado. 
S39 Úsese protección para los ojos/la cara. 
S40 Para limpiar el suelo y los objetos contaminados por este producto, úsese ... (a especificar 
por el fabricante). 
S41 En caso de incendio y/o de explosión, no respire los humos. 
S42 Durante las fumigaciones/pulverizaciones, úsese equipo respiratorio adecuado 
[denominación(es) adecuada(s) a especificar por el fabricante]. 
S43 En caso de incendio, utilizar ... (los medios de extinción los debe especificar el fabricante). 
(Si el agua aumenta el riesgo, se deberá añadir: "No usar nunca agua"). 
S45 En caso de accidente o malestar, acúdase inmediatamente al médico (si es posible, 
muéstrele la etiqueta). 
S46 En caso de ingestión, acúdase inmediatamente al médico y muéstrele la etiqueta o el 
envase. 
S47 Consérvese a una temperatura no superior a ... °C (a especificar por el fabricante). 
S48 Consérvese húmedo con... (medio apropiado a especificar por el fabricante). 
S49 Consérvese únicamente en el recipiente de origen. 
S50 No mezclar con... (a especificar por el fabricante). 
S51 Úsese únicamente en lugares bien ventilados. 
S52 No usar sobre grandes superficies en locales habitados. 
S53 Evítese la exposición - recábense instrucciones especiales antes del uso. 
S56 Elimínense esta sustancia y su recipiente en un punto de recogida pública de residuos 
especiales o peligrosos. 
S57 Utilícese un envase de seguridad adecuado para evitar la contaminación del medio 
ambiente. 
S59 Remitirse al fabricante o proveedor para obtener información sobre su 
recuperación/reciclado. 
S60 Elimínense el producto y su recipiente como residuos peligrosos. 
S61 Evítese su liberación al medio ambiente. Recábense instrucciones específicas de la ficha de 
datos de seguridad. 
S62 En caso de ingestión no provocar el vómito: acúdase inmediatamente al médico y muéstrele 
la etiqueta o el envase. 
S63 En caso de accidente por inhalación, alejar a la víctima fuera de la zona contaminada y 
mantenerla en reposo 
 
 
 
 
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Guía de Clases de Laboratorio 
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S64 En caso de ingestión, lavar la boca con agua (solamente si la persona está consciente) 
 FRASES S COMBINADAS 
S1/2 Consérvese bajo llave y manténgase fuera del alcance de los niños. 
S3/7 Consérvese el recipiente bien cerrado y en lugar fresco. 
S3/9/14 Consérvese en lugar fresco y bien ventilado y lejos de... (materiales incompatibles, a 
especificar por el fabricante). 
S3/9/14/49 Consérvese únicamente en el recipiente de origen, en lugar fresco y bien ventilado y lejos 
de ... (materiales incompatibles, a especificar por el fabricante). 
S3/9/49 Consérvese únicamente en el recipiente de origen, en lugar fresco y bien ventilado. 
S3/14 Consérvese en lugar fresco y lejos de ... (materiales incompatibles, a especificar por el 
fabricante). 
S7/8 Manténgase el recipiente bien cerrado y en lugar seco. 
S7/9 Manténgase el recipiente bien cerrado y en lugar bien ventilado. 
S7/47 Manténgase el recipiente bien cerrado y consérvese a una temperatura no superior a ... °C 
(a especificar por el fabricante). 
S20/21 No comer, ni beber, ni fumar durante su utilización. 
S24/25 Evítese el contacto con los ojos y la piel. 
S27/28 Después del contacto con la piel quítese inmediatamente toda la ropa manchada. 
S29/35 No tirar los residuos por el desagüe; elimínense los residuos del producto y sus recipientes 
con todas las precauciones posibles. 
S29/56 No tirar los residuos por el desagüe; elimínese esa sustancia y su recipiente en un punto d 
recogida pública de residuos especiales o peligrosos. 
S36/37 Úsense indumentaria y guantes de protección adecuados. 
S36/37/39 Úsense indumentaria y guantes adecuados y protección para los ojos/la cara. 
S36/39 Úsense indumentaria adecuada y protección para los ojos/la cara. 
S37/39 Úsense guantes adecuados y protección para los ojos/la cara. 
S47/49 Consérvese únicamente en el recipiente de origen y a temperatura no superior a ... °C (a 
especificar por el fabricante). 
 
EJEMPLO: 
Para el etanol (alcohol etílico): 
Frases R: R11: Fácilmente inflamable. 
Frases S: S2: Manténgase fuera del alcance de los 
niños. 
S7: Manténgase el recipiente bien 
cerrado. 
S16: Conservar alejado de toda llama o 
fuente de chispas - No fumar. 
 
 
 
 
 
 
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La Química es una ciencia que tiene como objeto de 
estudio a la materia, su composición y sus 
transformaciones. Para ello, muchas veces se hace 
necesario observar una porción de la misma que se 
encuentre confinada en una región definida del espacio. 
A esta porción de materia que se encuentra sometida a 
estudio e investigación la denominamos “sistema material”. A la región del espacio que rodea al 
sistema material se la conoce como “entorno”, “medio ambiente” o “alrededores”. La separación 
entre el sistema material y su entorno se denomina “frontera” o “interfase”. Ésta puede ser real o 
imaginaria. 
La Química estudia los sistemas materiales determinando sus propiedades, que son cualidades o 
atributos para caracterizarlos, y dependen de los componentes que formen parte del sistema material. 
Las propiedades se pueden dividir en propiedades organolépticas, físicas y químicas. Las primeras son 
las que se pueden apreciar por los sentidos. 
 
 
PROPIEDADES DE LOS SISTEMAS 
MATERIALES 
En función de la forma de observar y medir la propiedad 
PROPIEDADES FÍSICAS 
Son aquellas que se pueden medir y 
observar sin que cambie la composición o 
identidad del sistema o de las sustancias 
que lo forman. Ej: masa, volumen, 
densidad, viscosidad, punto de fusión, 
propiedades organolépticas (color, olor, 
sabor, textura). 
PROPIEDADES QUÍMICAS 
Son aquellas que implican un cambio 
químico, es decir, se observan si es que se 
produce un cambio en la naturaleza de las 
sustancias que componen el sistema 
material. Se determinan por medio de 
ensayos químicos y están relacionadas con 
la reactividad de las sustancias. Ej: 
reactividad frente al oxígeno, reactividad 
frente a ácidos, estabilidad térmica, etc. 
Un sistema material es una 
porción del universo que se 
encuentra sometida a estudio. 
 
 
 
 
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Muchas de las propiedades intensivas se denominan “propiedades características” ya que su 
determinación permite la identificación de sustancias debido a que presentan valores característicos y 
exclusivos. Por ejemplo, el punto de ebullición normal del agua es 100°C, y no hay otra sustancia 
líquida que presente ese mismo valor. Por otro lado se encuentran las “propiedades generales”, que 
son propiedades intensivas que no permiten la identificación de sustancias. Un ejemplo de estas 
últimas es la concentración: dos soluciones acuosas pueden presentar la misma concentración y no 
necesariamente estar formadas por el mismo soluto. 
 
Algunas de las propiedades que se utilizan con frecuencia en el estudio de los sistemas materiales son: 
 
VOLUMEN: Es una medida del espacio que ocupa sistema material. La unidad en el Sistema 
Internacional es el metro cúbico (m3), aunque en el laboratorio es común usar otras unidades tales 
como el litro (L) y el mililitro (mL). Una de las operaciones básicas en un laboratorio de química consiste 
en la medición de volúmenes. Esta operación va a depender técnicamente del estado de agregación del 
sistema: 
 
 Volumen de gases: los gases ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. Las 
consideraciones especiales con respecto a esta propiedad se estudiarán más adelante. 
 
 Volumen de líquidos: para determinar el volumen de un líquido se utiliza el denominado “material 
volumétrico” (matraz aforado, pipeta graduada, volpipeta, micropipeta, probeta, bureta, etc.). Se 
trata de material de vidrio o plástico que posee graduaciones denominadas “aforos” que indican el 
valor del volumen contenido o descargado por el instrumento. (Ver punto II de la Guía 1 
“Manipulaciones Generales y Seguridad en el Laboratorio). Existen otros materiales que, si bien 
contienen o dispensan líquidos, no sirven para medir volumen: vaso de precipitado, erlenmeyer, 
ampolla de decantación. 
 
 
En función de la dependencia de la propiedad con la cantidad de materia del sistema 
PROPIEDADES EXTENSIVAS 
Son aquellas que dependen de la cantidad 
de materia presente en el sistema en el cual 
se van a determinar. Ejemplo: masa, 
volumen, longitud, etc. 
PROPIEDADES INTENSIVAS 
Son propiedades cuya magnitud es 
independiente de la cantidad de materia 
que posea el sistema. Por ello, permanecen 
invariables si el sistema es dividido en dos o 
más partes. Ejemplo: temperatura, 
densidad, punto de fusión, punto de 
ebullición, viscosidad, concentración, 
dureza, etc. 
 
 
 
 
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 Volumen de Sólidos: Si se trata de sólidos regulares, su 
volumen puede determinarse a partir de la medida de sus 
dimensiones (Figura 1) y el correspondiente cálculo 
geométrico. Otro método aplicable a sólidos regulares o 
irregulares es el “desplazamiento de líquido”, que consiste 
en sumergir el sólido en un líquido, desplazándolo al 
ocupar su lugar. El volumen de fluido desplazado por el 
sólido puede medirse, y de ahí conocer el volumen del 
sólido sumergido (que es exactamente igual al volumen de 
líquido desalojado). Existen tres cuestiones importantes 
que deben observarse al momento de utilizar este 
método: 
o El sólido no debe disolverse ni reaccionar en el 
líquido utilizado. 
o El líquido debe ser menos denso que el sólido. 
o El volumen de líquido desplazado debe ser mucho 
mayor que la apreciación del instrumento 
utilizado para medirlo. 
 
MASA: es una medida de la cantidad de materia que posee un sistema material. La unidad de masa en 
el Sistema Internacional es el kg (kilogramo), pero como para las medidas que usualmente se realizan 
en el laboratorio representa una magnitud muy grande, es común utilizar en esos ámbitos unidades 
menores como el g (gramo) o el mg (miligramo). La medición de masas es otra operación muy común 
en un laboratorio de química, y para ello es necesario el uso de balanzas. 
(Ver “MEDICIÓN DE MASAS” de la Guía 1 “Manipulaciones Generales y Seguridad en el Laboratorio” – 
página 6). 
 
TEMPERATURA: es una propiedad relacionada con la energía interna de un sistema. Se mide utilizando 
termómetros, de los cuales existen numerosos diseños basados en diferentes métodos de medición. 
Los más comunes funcionan en base al fenómeno de “dilatación” por el cual un cuerpo aumenta su 
volumen con la temperatura, fabricándose con mercurio u otro líquido de elevado coeficiente de 
dilatación (sustancia termométrica), encerrado en un tubo de vidrio con una escala graduada. Existen 
diferentes escalas para medir la temperatura. La escala del Sistema Internacional se denomina escala 
Kelvin (K). Sin embargo, es muy común utilizar la escala Celsius (°C), donde se divide en 100 grados el 
intervalo comprendido entre el punto de congelación (0 °C) y el punto de ebullición (100 °C) normales 
del agua. La escala Kelvin mide temperatura absoluta, lo que significa que el cero en esta escala (0 K), 
es la temperatura teórica más baja que puede obtenerse. Las escalas Celsius y Kelvin tienen unidades 
de igual magnitud, es decir que un grado Kelvin equivale a un grado Celsius; datos experimentales han 
demostrado que el cero absoluto en la escala Kelvin equivale a -273,15 °C en la escala Celsius. Otra 
escala utilizada es la escala Fahrenheit (°F). 
 
 
 
 
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PUNTO DE FUSIÓN: es la temperatura en la cual el sólido y el líquido se encuentran enequilibrio, a una 
presión determinada. El punto de fusión normal de una sustancia es aquél que se determina a la 
presión de una atmósfera. Al igual que la densidad, es una propiedad intensiva que caracteriza a las 
sustancias puras y, por consiguiente, sirve para identificarlas. Por ejemplo, el punto de fusión normal 
del agua es 0 °C y del etanol es -117,3 °C. La determinación del punto de fusión implica el uso de 
métodos que se desarrollarán más adelante. 
 
PUNTO DE EBULLICIÓN: es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido iguala a la presión 
externa. Si esta última es la presión atmosférica normal el punto de ebullición se llama “punto de 
ebullición normal”. Por ejemplo, el punto de ebullición normal del agua es 100 °C y del etanol es 78,4 
°C. Más adelante se desarrollarán métodos para la determinación del punto de ebullición. 
 
CONCENTRACIÓN: describe la relación que existe entre la cantidad de soluto (expresado en unidades 
de masa o cantidad de sustancia) que se encuentra disuelto en una determinada cantidad de solución o 
solvente (expresados en unidades de masa o volumen). Del uso de diferentes unidades para expresar la 
cantidad de soluto, solvente o solución, surgen las diferentes formas de expresar la concentración: g/L, 
M, m, %m/m, %m/V, etc. 
La concentración de una solución es una propiedad intensiva que puede determinarse a partir de 
diferentes métodos. Para el caso de soluciones acuosas que poseen un único soluto, la concentración 
puede establecerse a partir de la medida de la densidad. Para ello se utilizan tablas de “densidad vs 
concentración” a una dada temperatura (recordar que, como el volumen varía con la temperatura, 
todas las magnitudes que dependan del volumen van a depender también de la temperatura). 
 
SOLUBILIDAD: se llama así a la máxima cantidad que se puede disolver de una sustancia en un solvente 
determinado, a una temperatura y presión. Se expresa el g/L o en M. 
 
MAGNETISMO: se basa en el comportamiento que tiene un sistema material frente a la acción de un 
imán o campo magnético. Se denomina paramagnéticas a aquellas sustancias que pueden ser atraídas 
por un imán, y diamagnéticas a las que son ligeramente repelidas por un imán. 
 
 
 
 
 
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pH: es una forma de expresar la acidez de una solución. Existen diferentes formas de medirlo y se 
define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno. 
 
DENSIDAD: es la relación entre la masa de un sistema, y su volumen, a una determinada temperatura. 
Matemáticamente, la densidad absoluta es igual al cociente entre la masa y el volumen del sistema: 
d = volumen
masa
 
En el SI, la unidad correspondiente es Kg/m3, aunque Las unidades más utilizadas para densidad 
absoluta son g/mL y g/L. 
La densidad relativa es una comparación de la densidad de una sustancia con la densidad de otra que 
se toma como referencia (generalmente agua). Ambas densidades se expresan en las mismas unidades 
y en iguales condiciones de temperatura y presión. 
 
La densidad de los sólidos se puede calcular midiendo su masa y su volumen. La densidad de líquidos se 
puede calcular de la misma manera o utilizando un instrumento que permite realizar una medida 
directa, denominado “densímetro”. 
 
Densímetro: su uso se basa en el principio de Arquímedes que establece que 
“Todo cuerpo sumergido en un líquido experimenta una fuerza dirigida hacia 
arriba, igual al peso del líquido que desaloja”. La fuerza de empuje (E), tiene 
una magnitud igual al peso del líquido desplazado por el objeto sumergido, es 
decir, el densímetro. Entonces: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dónde: 
md = masa del densímetro 
g = aceleración de la gravedad 
ρl = densidad del líquido 
S = sección transversal del densímetro 
hs = altura del líquido desplazado 
k = md/S 
En conclusión, ya que k depende únicamente de las características del 
densímetro, la altura sumergida del densímetro es inversamente proporcional 
a la densidad del líquido en estudio. De esta manera se establece la escala del 
instrumento. 
El densímetro posee un cuerpo cilíndrico hueco, de vidrio. El extremo inferior 
es piriforme y contiene mercurio, perdigones o balines de metal. Se prolonga 
hacia arriba con un cuello largo y delgado que contiene una escala graduada en la que se lee 
directamente la densidad del líquido por coincidencia del menisco del mismo con la graduación de la 
escala. 
La graduación 1,000 de estos instrumentos corresponde al agua destilada a 4º C. En la práctica se usan 
juegos de densímetros con intervalos de densidades entre 0,800 y 1,000 para líquidos menos densos 
que el agua y entre 1,000 y 1,500 o 2,000 para líquidos más densos que el agua. Para saber qué 
densímetro usar se debe tener una idea aproximada si el líquido cuya densidad se quiere medir es más 
 
 
 
 
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o menos denso que el agua, o bien se prueban ambos densímetros y se utiliza el que flote libremente 
quedando el nivel de líquido en algún tramo de la escala graduada. 
 
La medición de la densidad de una disolución permite conocer su concentración. Para esto existen 
tablas que relacionan la concentración de una solución con su densidad, a una temperatura 
determinada. En el suplemento numérico aparecen tablas que se usarán en los trabajos prácticos. 
En la imagen se muestra como ejemplo, algunos valores correspondientes al CuSO4. Como se puede 
observar en los valores de la tabla, la relación entre la concentración de una solución y su densidad, no 
es lineal. Además, se representan sólo algunos valores. 
 
Cuando nos interesa conocer el valor de la concentración de una 
solución cuya densidad no aparece en la tabla, debemos aplicar 
un método matemático conocido como interpolación. Veamos un 
ejemplo de cómo se calcula al valor de la concentración para un 
valor de densidad que se encuentre entre dos valores de la tabla, 
por interpolación lineal. 
 
Si se grafican los datos de la tabla en un gráfico de densidad vs. Concentración se obtiene la línea curva 
de color rojo. Supongamos que el valor de densidad medido (y) se encuentra entre los valores 1,0085 < 
y < 1,0137 como se muestra en la gráfica. La interpolación consiste en trazar una línea recta (verde) 
entre los puntos conocidos (A y E) y calcular el valores intermedios según esta recta, basándonos en la 
semejanza de triángulos. Es decir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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ACTIVIDAD N° 1: IDENTIFICACIÓN DE METALES POR 
MEDIDA DE SU DENSIDAD 
En la mesada 
encontrarás 
diferentes cuerpos 
metálicos de 
identidad 
desconocida, y se 
te propone 
identificarlos a 
partir de la medida 
de su densidad. 
Para ello, realiza 
las siguientes 
consignas: 
1) Elabora una estrategia para poder llevar a cabo esta tarea, teniendo en 
cuenta el material del que dispones en la mesada. Decide qué procedimientos 
y mediciones deberás realizar, de qué manera lo harás y con qué materiales. 
2) Construye una tabla para registrar los resultados de las mediciones y los 
cálculos. 
3) Ejecuta el procedimiento diseñado en 1) y registra los resultados en la tabla. 
4) Realiza los cálculos correspondientes e identifica las sustancias. 
5) Teniendo en cuenta las propiedades publicadas para cada una de las 
sustancias,determina el error cometido durante la determinación realizada. 
6) Discute los resultados obtenidos y elabora conclusiones. 
 
 
 
 
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Temperatura de la solución: ……………………… 
 
Densidad de la solución: …………………………… 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD N° 2: DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACION 
DE UNA SOLUCIÓN POR MEDIDA DE SU DENSIDAD 
Se dispone en el 
laboratorio de 
una disolución 
acuosa de NaCl a 
la cual se le 
necesita 
determinar la 
concentración. Se 
te propone llevar 
adelante esta 
tarea por medio 
de la medida de 
su densidad . 
1) Selecciona un densímetro apropiado para llevar a cabo esta determinación. 
Determina sus constantes físicas. 
2) Selecciona una probeta y llénala con la solución. Realiza esta operación 
teniendo en cuenta que la probeta debe contener suficiente volumen de solución 
como para que el densímetro flote en su interior. 
3) Determina la temperatura de la solución. 
4) Introduce con cuidado el densímetro, imprimiéndole un giro y controlando que 
no toque las paredes de la probeta. 
5) Realiza la lectura de la densidad en la escala del densímetro. Ten en cuenta las 
constantes físicas determinadas en el ítem 1). 
6) Utiliza el valor de la densidad para establecer la concentración de la solución, 
haciendo uso de las tablas disponibles en el Compendio de Unidades, Constantes y 
Tablas. 
7) Conociendo el valor teórico de la concentración, determina el error relativo. 
8) Discute los resultados obtenidos y elabora conclusiones. 
Concentración 
Experimental 
Concentración 
Teórica 
Error absoluto Error relativo Error relativo 
porcentual 
 
 
 
 
 
 
 
 
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a. Se pretende determinar la densidad de un sólido irregular soluble en agua. ¿Cómo 
procedería? 
b. Menciona posibles fuentes de error que puedan presentarse en cada una de las 
determinaciones realizadas durante la clase. ¿Cómo procederías para evitarlas? 
c. Durante las actividades desarrolladas se determinó la temperatura de trabajo ¿Se utilizó su 
valor en algún cálculo? ¿Para qué se determinó? 
d. Se dispone de un densímetro de rango 0,500-1,000 g/mL. ¿Puede determinar la densidad de 
una disolución acuosa con el mismo? Justifique. 
e. Discuta la siguiente afirmación: “La medida de la densidad siempre permite establecer la 
identidad de la/las sustancias que componen un sistema material”. 
f. Una pieza de metal de 0,022 kg se introduce en una probeta conteniendo 32 mL de agua 
llevando el volumen del líquido a 38,5 mL ¿cuál es la densidad del metal? 
g. ¿Cuántos gramos de glicerina de densidad 1,250 g/cm3 cabrán en un matraz de 250 mL? 
h. Se mezclan 100 mL de una disolución de Na2SO4 cuya densidad es 1,0252 g/mL con 150 mL 
de una disolución de NaSO4 cuya densidad es 1,027 g/mL. Suponiendo volúmenes aditivos, 
calcule la densidad de la disolución resultante. 
i. Se mide la densidad de una disolución de NaCl de concentración desconocida y la misma es 
de 1,0035 g/mL. Utilizando los datos de la tabla correspondiente, calcule la concentración 
de la disolución. 
j. Calcule la masa en gramos de 110 mL de tetracloruro de carbono, cuya densidad relativa 
respecto del agua es 1,60 a 20 °C. 
k. El peso específico de un cuerpo o sustancia, es la relación que existe entre su peso y el 
volumen que ocupa. Es una propiedad intensiva característica de cada sustancia, al que la 
densidad. Calcula el Peso específico de un cubo de madera de 6 cm de lado que pesa 160 
gramos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Se define a un sistema material como una porción del 
universo que se aísla para su estudio, pudiendo ser sus 
límites reales o imaginarios. Estos sistemas materiales 
pueden estar formados por una o más sustancias a las 
que se denominan “componente”, y se clasifican en tres 
categorías, todas ellas definidas en base al concepto de 
“fase”, que es aquella porción del sistema material en la 
que las propiedades intensivas son iguales en todos sus 
puntos. El límite entre dos fases se conoce como 
“interfase”. Por ello, los sistemas pueden ser 
homogéneos, heterogéneos o inhomogéneos. 
 
 
MÉTODOS SEPARATIVOS 
SISTEMAS HOMOGÉNEOS 
Constan de una sola fase, pudiendo estar formados por uno o más 
componentes. Si se encuentra compuesto por más de una sustancia, el 
mismo se conoce como “mezcla homogénea” o “solución”. 
•Agua líquida 
•Mercurio 
•Solución fisiológica 
SISTEMAS HETEROGÉNEOS 
Presentan dos o más fases, pudiendo estar formados por uno o más 
componentes. Cada fase de un sistema heterogéneo constituye en sí misma un 
sistema homogéneo. Si las fases se encuentran dispersas íntimamente, y 
pueden apreciarse sus diferencias a simple vista o con ayuda de un 
microscopio, el sistema se conoce como “mezcla heterogénea”. 
•Agua con hielo 
•Agua con aceite 
•Granito 
SISTEMAS INHOMOGÉNEOS 
Son aquellos sistemas en los que existe una variación gradual de las 
propiedades intensivas a lo largo de su extensión, de manera que las mismas 
varían sin que sea posible distinguir fases. 
•Atmósfera 
•Océano 
Una “fase” es una porción del 
sistema material en la que las 
propiedades intensivas son 
iguales en todos sus puntos. 
 
 
 
 
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La separación de los componentes de los sistemas materiales (sean éstos homogéneos o heterogéneos) 
es un problema muy frecuente en el laboratorio químico. Para ello, el operador puede recurrir a los 
denominados Métodos de Separación y Fraccionamiento, que son métodos físicos que se basan en las 
propiedades diferenciales que pueden presentar los distintos componentes de un sistema material 
(punto de ebullición, solubilidad, densidad, etc.). Durante el proceso de separación, los componentes 
del sistema conservan su identidad, es decir, no se producen cambios químicos. Entre los métodos de 
separación y fraccionamiento se pueden encontrar los siguientes: 
 
DECANTACIÓN: 
Este método se aplica a sistemas materiales heterogéneos y utiliza como principio de separación la 
diferencia de densidad entre los componentes del sistema. Es aplicable a la separación de líquidos 
inmiscibles y de sólidos insolubles que se encuentran en algún líquido. La técnica se basa en dejar el 
sistema en reposo para que la fase más densa sedimente (ocupando la parte inferior del recipiente) y 
proceder así a la separación, proceso que varía según el sistema que se tenga: 
 Sistemas sólido – líquido: el sistema se deja en reposo en un vaso de precipitados inclinado. Luego 
la fase líquida (menos densa) se separa por vertido, con ayuda de una varilla de vidrio, teniendo la 
precaución de no producir agitación en el sistema. 
 Líquidos inmiscibles: se utiliza la ampolla de decantación, que es un dispositivo con forma de pera 
invertida, y que posee en la parte superior una boca ancha para el ingreso del sistema. En su parte 
inferior posee un vástago provisto de un robinete, que permite cerrar o abrir la salida de líquidos. Al 
abrir el robinete, caerá primero el líquido de mayor densidad, que es el que se encuentra en la parte 
inferior de la ampolla. Cuando éste salga por completo, se cierra el robinete, quedando ambos 
líquidos completamente separados. 
 
 
 
FILTRACIÓN: 
Este métodoes de utilidad para la separación de sistemas heterogéneos sólido – líquido (incluso 
mezclas heterogéneas), y se basa en la diferencia de tamaño de las partículas que componen el 
sistema. Es muy útil para aplicar luego de la decantación, y consiste en hacer pasar el sistema a través 
de un medio poroso que retiene las partículas más grandes (correspondientes generalmente a la fase 
sólida) y deja pasar a las partículas pequeñas (que conforman la fase líquida). El medio poroso se 
denomina “filtro” y puede ser de diferentes materiales (arena, papel, algodón, tela, etc.). Para la 
operación se requiere de un soporte para el filtro, como por ejemplo un embudo. Los embudos más 
comunes son los de vidrio; tienen forma cónica y suelen tener en el interior del cono estrías rectas o 
 
 
 
 
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espiraladas que favorecen el desplazamiento del líquido. Para el filtrado con papel de filtro, éste se 
coloca en el embudo doblado o plegado. Una vez colocado en el interior del embudo, se humedece el 
papel con el líquido de lavado, con el fin de que la superficie externa del papel se adhiera 
perfectamente con la pared interna del embudo (esto no se hace si el papel está plegado). Nunca el 
papel de filtro debe sobresalir del embudo. El embudo con el papel de filtro se debe disponer sobre un 
soporte (anilla, soporte para embudo, etc.), de forma que el vástago se halle en contacto con la pared 
del recipiente de recolección del líquido de filtrado. La técnica requiere verter el sistema en el embudo, 
con ayuda de una varilla de vidrio. Una vez que haya pasado todo el líquido, el sólido remanente se 
arrastra al filtro con la ayuda de la varilla y, finalmente, con pequeñas porciones de filtrado. Se debe 
tener la precaución de que el sistema a filtrar no supere el borde del filtro, ya que pasaría sin atravesar 
el papel de filtro y arrastraría partículas de sólido hacia el filtrado. Técnicamente es posible manejar 
distintas variables como la temperatura, el tamaño del poro y la presión. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EVAPORACIÓN: 
Se utiliza para separar sistemas líquido – sólido o mezclas homogéneas 
líquidas (soluciones), siempre que no interese recuperar el líquido. Para ello, 
el sistema se coloca en un recipiente (cápsula de porcelana o metal, por 
ejemplo) que se somete al calor, el cual puede provenir directo de un 
mechero o de un baño calefactor (por ej. baño maría), pero evitando la 
ebullición, que produciría proyecciones y eventual pérdida de material. De 
esta manera, el líquido se evapora lentamente, dejando en el recipiente un 
residuo sólido. Con algunas variantes, es un método que también se utiliza 
para concentrar soluciones por eliminación de solvente, y puede realizarse a 
bajas presiones para favorecer la evaporación a bajas temperaturas. 
 
DESTILACIÓN: 
Este método se aplica a la separación de componentes de sistemas materiales homogéneos líquidos, 
basándose en la diferencia en los puntos de ebullición de las sustancias que conforman la mezcla. Esta 
operación requiere el uso de un dispositivo denominado “destilador”, del cual existen numerosas 
variantes. La forma más sencilla, que puede utilizarse en el laboratorio, se muestra en la figura, y 
consiste en someter la mezcla líquida al calor, evaporándose en primer lugar los componentes más 
volátiles (de menor punto de ebullición) y sometiendo luego los vapores a un dispositivo de 
refrigeración (que generalmente utiliza agua), para su condensación y recolección. 
 
 
 
IMANTACIÓN: 
Se aplica a sistemas en los que uno de los componentes 
posee propiedades magnéticas. Mediante el uso de un 
imán, los componentes que son atraídos se separan de 
los que no lo son. El imán puede recubrirse con un papel 
antes de ser utilizado, para así poder recuperar el 
material magnético sin inconvenientes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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CROMATOGRAFÍA: 
Es un método de separación físico en el que los componentes se distribuyen entre dos fases, una de las 
cuales está en reposo (fase estacionaria) mientras que la otra (fase móvil) se desplaza en una dirección 
definida. El principio de separación es la diferencia de velocidades de desplazamiento de los 
componentes de la mezcla a través de la fase estacionaria. Los tipos de cromatografía los más usados 
son la cromatografía en capa fina (TLC), la cromatografía de gases (CG) y la cromatografía líquida de 
alto rendimiento (HPLC). 
 
ADSORCIÓN: 
Mediante este método pueden separarse algunos de los componentes presentes en una mezcla 
gaseosa o líquida, los cuales son selectivamente transferidos a la superficie de un sólido, en donde se 
fijan de manera reversible o irreversible. La sustancia en cuya superficie se produce la adsorción se 
llama “adsorbente”, y la sustancia extraída de la mezcla gaseosa o líquida se llama “adsorbato”. El 
método se basa en la retención selectiva que se produce por diferencia de afinidades entre los 
constituyentes de la mezcla con el respecto al adsorbente. 
 
CALCINACIÓN: 
Este método consiste en someter un sistema a elevadas 
temperaturas, con el objeto de provocar la descomposición 
térmica o cambio químico de alguno de sus componentes. 
Generalmente se utiliza para la eliminación de agua, materia 
orgánica y compuestos volátiles, entre otros. Por ejemplo, es 
de suma utilidad para el aislamiento de los sólidos que son 
retenidos en un papel de filtro durante la filtración, siempre 
que éstos sean térmicamente estables, ya que al calcinar se 
elimina tanto la materia orgánica constituyente del papel 
como el agua presente, quedando únicamente el sólido que 
fue retenido por el filtro. Para ello, el filtro debe ser plegado 
y colocado dentro de un crisol, el cual se somete al calor por 
medio de un mechero o una mufla. En caso de utilizar mechero, el crisol se coloca sobre un triángulo 
de pipa y se calienta con una llama pequeña dirigida a la parte inferior del crisol, para producir el 
secado del material. Una vez seco, se aumenta la llama del mechero para producir el calcinado. El 
contenido del crisol no debe inflamarse. Si esto sucede se deben sofocar las llamas tapando el crisol. 
Luego de la calcinación, se deja enfriar al aire por unos minutos y luego se coloca en desecador durante 
aproximadamente 30 minutos, para evitar la absorción de humedad ambiente. Para manipular el crisol 
se deben usar pinzas. El crisol, junto con su contenido, se pesan hasta pesada constante, lo cual indica 
que todo el material volátil ha sido eliminado. Esto se logra por sucesivos calentamientos, 
enfriamientos y pesada. Si lo que se desea es conocer la cantidad de sólido retenido por el filtro, el 
crisol debe ser pesado vacío y seco antes de la calcinación. Terminada la calcinación se pesa el crisol y 
se obtiene la masa de sólido por diferencia. 
 
COMPOSICIÓN PORCENTUAL 
Una de las propiedades que poseen las mezclas es que presentan composición variable. La composición 
porcentual se utiliza para especificar la proporción de los componentes en una mezcla. Si tenemos un 
sistema constituido por A y B, entonces puede calcularse la composición porcentual de cada 
componente utilizando su masa mediante la fórmula: 
% A = masa A x 100% y % B = masa B x 100% 
 masa A + masa B masa A + masa B 
 
 
 
 
 
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SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES DE UN SISTEMA 
MATERIAL HETEROGÉNEO 
En la mesada 
encontrarás un 
recipiente 
conteniendo una 
mezcla de arena, 
cloruro de sodio 
y virutas de 
hierro. El 
objetivo es 
determinar la 
composición 
porcentual de la 
misma. Para ello 
será necesario 
separar los 
componentes de 
una porción de 
la mezcla a los 
fines de 
determinar la 
masa de cada 
uno de ellos. 
1) En una Placa de Petri pesa aproximadamente 5 g de la mezcla. 
Registra la masa pesada como "Masa inicial de la muestra" (mi). 
2) Esparce la mezcla en toda la superficie de la placa y separa las virutas 
de Fe utilizando un imán recubierto con un papel de filtro. Recogelas en 
un recipiente y determina su masa. Registra el dato como "Masa de 
hierro" (mFe). 
3) Transfiere cuantitativamente el resto de la muestra a un vaso de 50-
100 mL de capacidad y añade 30 a 40 mL de agua destilada. Agita con 
varilla de vidrio y deja decantar inclinado. 
4) Filtra el sobrenadante utilizando papel de filtro. Recoge el filtrado en 
un matraz aforado de 200,0 mL de capacidad. 
5) Lava el sólido en el vaso de precipitado con pequeñas porciones de 
agua destilada y continúa filtrando entre lavados. Ten la precaución de 
que el filtrado no supere el aforo del matraz. 
6) Transfiere el sólido al embudo utilizando varilla de vidrio y piseta. 
Termina de filtrar. 
7) Enrasa el matraz con agua destilada y homogeiniza. 
 
 
 
 
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En este 
momento, la 
mezcla inicial 
está fraccionada 
en tres partes: el 
hierro (cuya 
masa ya has 
determinado), la 
arena (que está 
húmeda en el 
papel de filtro,) y 
el cloruro de 
sodio (que está 
disuelto en la 
solución 
contenida en el 
matraz). Es 
necesario 
determinar la 
masa de arena y 
de cloruro de 
sodio. Para ello 
deberás 
separarlos de los 
sistemas en que 
se encuentran. 
8) Determina la masa de una cápsula (de porcelana o metal) y de un crisol de 
metal. Registra los datos como "masa de cápsula vacía" (m cap) y "masa de 
crisol vacío" (m crisol) respectivamente. 
9) Dispensa en la cápsula 10,00 mL de la solución contenida en el matraz 
(utilizando una volpipeta) y llevala a Baño María hasta que todo el solvente se 
haya evaporado. Colócala en estufa a 105°C por 30 minutos y luego en 
desecador hasta que adquiera temperatura ambiente. Determina su masa. 
Repite los pasos de secado en estufa - desecador - balanza hasta pesada 
constante. Registra el dato como "masa de capsula con sal" (m cap+sal). 
10) Coloca en el crisol el papel de filtro previamente plegado y calcínalo 
utilizando un mechero. Al finalizar, enfría en desecador y determina su masa. 
Registra el dato como "masa de crisol con arena" (m crisol + arena). 
11) Calcula la masa de cloruro de sodio y de arena presentes en la muestra 
inicial. 
12) Calcula la composición porcentual de la muestra 
13) Calcula el rendimiento. 
14) Discute los resultados obtenidos y elabora conclusiones. 
 
 
 
 
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REGISTRO DE DATOS y RESULTADOS 
 
m i 
 
 
m Fe 
 
 
m cap 
 
 
m crisol 
 
 
m cap + sal 
 
 
m crisol + arena 
 
 
m sal 
 
 
m arena 
 
 
m total recuperada 
 
 
% Arena 
 
 
% NaCl 
 
 
% Fe 
 
 
Rendimiento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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a. Lee detenidamente la técnica y realiza un diagrama operacional. 
b. ¿Qué propiedades de las sustancias se han puesto en juego durante cada paso de 
separación? 
c. Compara el rendimiento que obtuviste con los rendimientos obtenidos por las demás 
comisiones. ¿A qué se deben las diferencias? ¿Por qué no es del 100%? 
d. Enumera las causas que pueden llevar a obtener rendimientos superiores al 100%. 
e. ¿Qué pruebas pueden realizarse para controlar la efectividad de los lavados realizados a la 
arena? 
f. Analiza el impacto que, sobre los resultados, hubieran tenido los siguientes errores 
experimentales: 
i. Al momento de enrasar el matraz, el menisco queda por encima del aforo. 
ii. Se utiliza una volpipeta de doble aforo como si fuera de simple aforo. 
iii. La estufa de secado se encuentra a 80°C. 
iv. Se lleva a ebullición el contenido de la cápsula. 
g. Enumera diferentes situaciones que puedan conducir a errores en las determinaciones 
realizadas. 
h. ¿Qué modificaciones o innovaciones podrías hacer a la técnica operatoria propuesta? 
 
 
 
 
 
 
 
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La producción de sustancias gaseosas para su cuantificación, reconocimiento o determinación de 
propiedades es una práctica muy común en los laboratorios de química. Son numerosas las sustancias 
que se encuentran en este estado a presión y temperaturas ambientales, y muchas veces su 
producción no requiere de técnicas complejas: 
 
GAS MÉTODO DE OBTENCIÓN 
Oxígeno (O2) Descomposición catalítica del H2O2 con MnO2 
como catalizador 
Hidrógeno (H2) Reacción de ácidos con algunos metales (Zn, 
Mg) 
Dióxido de carbono (CO2) Reacción de ácidos con CaCO3. 
Descomposición térmica de carbonatos. 
Amoníaco (NH3) Reacción entre NaOH y NH4Cl. 
 
En muchos casos, se requiere determinar cuantitativamente la cantidad de gas que se produce durante 
una reacción química. Para ello, debe tenerse en cuenta que los gases poseen un comportamiento 
particular, ya que independientemente de su naturaleza química, poseen propiedades físicas similares, 
que hacen que su estado pueda describirse a partir de una serie de leyes comunes que se reúnen en la 
denominada Ecuación de Estado de los Gases Ideales: 
 
En donde: 
 P = presión del gas 
 V = volumen del recipiente que contiene al gas 
 n = número de moles del gas 
 T = temperatura absoluta del sistema 
 R = constante universal de los gases 
 
Una consecuencia directa de la Ecuación de Estado de los Gases Ideales es la denominada Ley 
Combinada de los Gases, que relaciona las condiciones del gas en los estados iniciales y finales de 
alguna evolución o cambio: 
 
 
 
 
 
 
en donde 1 indica el estado inicial y 2 el estado final. 
 
Esta última Ley es de suma utilidad para expresar el volumen de algún gas en CNPT (0°C y 1 atm). 
 
GASES 
 
 
 
 
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Cuando se necesita cuantificar la cantidad de gas producido (lo cual implica conocer 
la cantidad de moles), una alternativa práctica consiste en recoger el gas en un 
recipiente que permita medir su volumen, presión y temperatura, ya que 
determinando estas variables, por medio de la Ecuación de Estado, se puede 
conocer el número de moles. Para ello, existen diferentes técnicas que utilizan un 
instrumento denominado “probeta gasométrica”, que consiste en un tubo de vidrio 
cerrado en uno de los extremos y graduado desde el extremo cerrado hacia la boca: 
 
 
 Una de las opciones consiste en producir la reacción en un recipientecerrado 
que posea una salida conectada al interior de una probeta gasométrica que se 
encuentre llena de agua (siempre que el gas no sea significativamente soluble en 
agua, de lo contrario podría utilizarse mercurio o algún solvente orgánico). A 
medida que el gas es producido, se dirige hacia la probeta y desaloja el líquido 
de su interior. 
 
 
 
 
 
 
Detalle de una probeta 
gasométrica. 
Reacción química 
productora de gases 
 
 
 
 
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 Otra técnica consiste en producir la reacción en el interior mismo de 
la probeta gasométrica. Para ello, generalmente uno de los reactivos 
se coloca en la probeta gasométrica de manera que quede alojado en 
el fondo. Luego se la llena con agua, y se coloca el otro reactivo en las 
cercanías de la boca de la probeta, utilizando si es necesario algún 
medio de sujeción (si se tratase de un sólido, podría utilizarse un 
alambre de cobre para construir una especie de jaula que lo 
contenga, siempre que el cobre no interfiera en la reacción). Al 
invertir la probeta, el reactivo que estaba en el fondo desciende y, al 
encontrarse en las cercanías de la boca con el otro reactivo, comienza 
la producción de gas, que se dirige hacia la parte superior de la 
probeta desalojando líquido de su interior. Por ello, debe tenerse en 
cuenta que el tapón debe poseer un orificio que permita la salida de 
líquido de la probeta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sea cual fuere la técnica de producción de gas utilizada, una vez que el gas se encuentra confinado en 
la probeta gasométrica es posible medir su volumen y determinar su presión. Para ello, la probeta 
gasométrica debe sumergirse en un recipiente con agua y se debe ir subiendo o bajando la misma 
hasta que el nivel de agua interno coincida con el nivel de agua externo. En estas condiciones se mide 
el volumen y se sabe que la presión interna es igual a la presión externa, que es la presión atmosférica. 
Debe tenerse en cuenta que en la probeta no solo se encuentra el gas producido, sino que también hay 
vapor de agua, por lo que estaríamos frente a una mezcla de gases. Por ello, la presión interna es la 
suma de la presión del gas recolectado y la presión de vapor de agua en equilibrio con agua líquida 
(según lo establecido por la Ley de Dalton): 
 
 
 
La presión ejercida por el vapor de agua depende de la temperatura y puede obtenerse de tablas 
(consultar el Compendio de Unidades, Constantes y Tablas). La presión de gas seco se calcula 
despejándola de dicha ecuación. 
 
Reactivo sujeto mediante 
un alambre de cobre. 
 
 
 
 
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De este modo, conociendo la presión debida al gas, y su volumen, es posible calcular el número de 
moles de gas según: 
 
 
 
 
 
Este dato puede luego utilizarse en diferentes cálculos estequiométricos relacionados con la reacción 
de producción del gas. 
 
 
 
 
 
 
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DETERMINACIÓN DE LA PUREZA DE UN METAL 
El objetivo de la 
presente 
actividad es 
determinar la 
pureza del metal 
Magnesio que se 
encuentra en 
forma de cintas 
en un recipiente 
sobre la mesada. 
Para ello, se 
propone utilizar la 
reacción entre 
éste metal y el 
ácido clorhídrico, 
que produce 
hidrógeno 
gaseoso y cloruro 
de magnesio 
acuoso. La 
determinación de 
la masa de 
magnesio y de las 
moles de 
hidrógeno 
producidas 
permitirá, por 
medio del 
correspondiente 
cálculo 
estequiométrico, 
conocer la pureza 
del metal. 
1) Plantea una ecuación química balanceada para la reacción entre el 
magnesio y el ácido clorhídrico. 
2) Busca las fichas de seguridad de las sustancias con las que se va a trabajar 
(reactivos y productos) y la información disponible en la etiqueta. 
Determina las medidas de seguridad a adoptar y las acciones a llevar a cabo 
en caso de accidentes. 
3) Observa la probeta gasométrica que se encuentra en la mesada. 
Determina sus constantes físicas. 
4) Calcula la masa de magnesio que se deberá hacer reaccionar de manera 
que se obtenga un volumen de hidrógeno que no supere los 3/4 de la 
capacidad de la probeta gasométrica. 
5) Selecciona una cinta de magnesio cuya masa se encuentre cercana al 
valor calculado en 4). Determina su masa con exactitud y registra el dato. 
6) Rodea la cinta de magnesio con un alambre de cobre (a modo de jaula), 
dejando libre un extremo de alambre de aproximadamente 15 cm. 
7) Coloca en la probeta gasométrica unas gotas de indicador universal de 
Yamada y llénala hasta un tercio de su capacidad con ácido clorhídrico 6,0 
M. Seguidamente, llénala con agua destilada. Nota la diferencia de 
densidad. 
8) Selecciona un tapón adecuado para la probeta gasométrica, practícale 
una caladura en el borde (que permita el egreso de líquido) y enrosca sobre 
él el extremo libre del alambre de cobre (ocupando para esto unos 5 cm). 
 
 
 
 
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9) Coloca el tapón de manera que la jaula de cobre quede en el interior de la 
probeta, a unos 10 cm del tapón. 
10) Invierte la probeta e inmediatamente sumérgela en el interior de una probeta 
de 500 mL que se encuentre llena de agua. Notar cómo el ácido clorhídrico 
comienza a descender debido a su densidad. Al llegar a la cinta de magnesio, 
comenzará la reacción. 
11) Deja que la reacción transcurra hasta que se consuma totalmente la cinta de 
magnesio. Golpea suavemente la probeta gasométrica para que asciendan las 
burbujas que hubieren quedado adheridas a la pared. 
12) Iguala los niveles de líquido interno y externo. Mide el volumen de gas y la 
temperatura. Consulta el valor de la presión atmosférica y la presión de vapor de 
agua a la temperatura de trabajo. Calcula la presión de hidrógeno en el interior de 
la probeta gasométrica. Registra los valores obtenidos y calculados. 
13) Calcula las moles de hidrógeno producidas y determina la pureza de la cinta de 
magnesio utilizada. 
14) Calcula el volumen que hubiera ocupado el hidrógeno seco si la experiencia se 
hubiese realizado en CNPT. 
15) Discute los resultados y elabora conclusiones. 
 
 
 
 
47 
 
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REGISTRO DE DATOS y RESULTADOS 
 
Masa de magnesio 
 
 
Volumen de gas contenido en la probeta 
 
 
Temperatura 
 
 
Presión de vapor de agua (a la T° de 
trabajo) 
 
 
Densidad del agua (a la T° de trabajo) 
 
Presión de hidrógeno seco 
 
 
Moles de hidrógeno obtenidas 
 
 
Pureza del metal 
 
 
Volumen de hidrógeno seco en CNPT 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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a. Realiza un esquema del equipo utilizado, señalando sus partes y la ubicación de los 
reactivos al iniciar la experiencia. ¿Cuál de ellos está en exceso y cuál es el 
limitante? ¿Qué características tienen los reactivos? 
b. Observa las etiquetas que se encuentran en los recipientes que contienen los 
reactivos.Compara la información de la etiqueta con las fichas de seguridad. 
¿Permite la información de la etiqueta conocer en su totalidad los aspectos 
inherentes a la seguridad en la manipulación de cada sustancia? 
c. ¿Qué características tienen los productos de la reacción? ¿Qué precauciones deben 
tenerse en cuenta durante su manipulación y eliminación? 
d. Repasa la técnica y los cálculos, y señala posibles fuentes de error y la forma en que 
éstos influirían sobre las moles de gas obtenidas y/o calculadas. 
e. Durante la experiencia se supuso que el gas hidrógeno no es soluble en agua. ¿Por 
qué puede hacerse esta suposición? ¿Es realmente cierta? 
f. Plantea ecuaciones químicas balanceadas para diferentes reacciones de obtención 
de gases. ¿Todos ellos podrían recogerse sobre agua? ¿Qué variantes técnicas 
propondrías si se quisiera obtener un gas muy soluble en agua? 
g. Describe cómo podrían utilizarse estas técnicas para determinar la masa atómica 
del Zn. 
h. ¿Qué es el Volumen Molar? ¿Cómo lo determinarías? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
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La Termoquímica es una rama de la Termodinámica que se encarga de estudiar las relaciones entre las 
reacciones químicas y los cambios de energía que involucran calor. Para ello, enfoca su atención a 
porciones limitadas y definidas del Universo que se conocen como sistemas. Todo lo que se encuentra 
por fuera del sistema se conoce como entorno (muchas veces, la parte del entorno que se encuentra 
más cercana al sistema se conoce como alrededores). La envoltura (real o imaginaria) que encierra un 
sistema y lo separa de su entorno se llama frontera. 
 
 
Las características particulares de la frontera permiten clasificar a los sistemas en función de su 
capacidad de intercambio de materia y energía con el entorno. Es así que un sistema puede clasificarse 
como abierto, cerrado o aislado: 
 
 
 
 
TERMOQUÍMICA 
 
 
 
 
50 
 
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Los cambios físicos o químicos que ocurren en los sistemas pueden 
describirse como evoluciones entre un estado inicial y un estado final, 
en las que se producen cambios en la energía del sistema. Esto puede 
deberse tanto a la liberación o absorción de calor (q), como a la 
realización de trabajo (w) del sistema en el entorno o viceversa. De 
hecho, el primer Principio de la Termodinámica establece que la 
variación de energía interna de un sistema se debe exclusivamente al 
intercambio de energía en forma de calor y/o trabajo que el sistema 
establece con su entorno. 
En los sistemas químicos, el calor implicado en una evolución entre un 
estado inicial y uno final, a presión constante, se denomina la 
variación de entalpia (ΔH). Un proceso que libera energía en forma de 
calor se denomina exotérmico y su ΔH es negativo. Al contrario, si 
absorbe energía en forma de calor, el proceso se denomina 
endotérmico y su ΔH es positivo. Esto se debe a la convención de 
signos que establece que las ganancias de energía por parte del 
sistema tienen signo positivo (+q, +w) mientras que las pérdidas tienen 
signo negativo (-q, -w). 
El cambio de entalpía que acompaña a una reacción química se conoce 
como entalpía de reacción (o calor de reacción). Según el tipo de 
reacción puede hablarse de entalpía de formación, entalpía de 
combustión, entalpía de disolución, entalpía de neutralización, etc. Si 
el proceso corresponde a un cambio de estado, se habla de entalpía de 
vaporización, entalpía de fusión, entalpía de sublimación, etc. 
Generalmente, los calores de estos datos se encuentran tabulados a 
25°C y 1 atm (condiciones estándar), ya que la entalpía depende de 
esas condiciones. 
Las variaciones de entalpia asociadas a un proceso en el que un 
sistema evoluciona (con o sin 
reacción química) se determinan 
experimentalmente por medida 
del calor que acompaña a dicho 
proceso a presión contante. En 
general, es posible determinar la 
magnitud del flujo de calor 
midiendo la magnitud del 
cambio de temperatura que 
produce dicho flujo. La técnica experimental que permite realizar 
esta medida se denomina calorimetría, y requiere del uso de un 
dispositivo denominado calorímetro. 
 
Existen distintos tipos de calorímetros que se utilizan según la 
evolución que se desea estudiar. Para la mayoría de las 
evoluciones que ocurren en solución se emplea un calorímetro 
que opera a presión constante. El tipo de calorímetro de uso más 
extendido consiste en un envase cerrado y perfectamente 
aislado con agua, un dispositivo agitador y un termómetro. 
 
 
 Calor: energía que se 
intercambia entre un 
sistema y sus 
alrededores como 
resultado de una 
diferencia de 
temperaturas. 
Q= m . cp . T 
 
 Calor específico: 
cantidad de calor 
necesaria para elevar la 
temperatura de un 
gramo de sustancia en 
un grado. 
 
 Ley conservación de la 
energía: en las 
interacciones entre un 
sistema y sus 
alrededores, la energía 
total permanece 
constante, la energía 
no se crea ni se 
destruye. 
Qsist + Qalred = 0 
 
 La unidad SI de la 
energía es el Joule. 
Otra unidad de calor o 
energía es la caloría 
1 caloría equivale a 
4.184 joule. 
 
 
 
 
51 
 
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La mayor parte de los calorímetros son diseñados de forma que se minimice la transferencia de calor 
entre el sistema y los alrededores. Cuando el propio calorímetro absorbe o cede calor es necesario 
hacer la correspondiente corrección. Esto se logra considerando que el calor absorbido por el 
calorímetro es igual al que absorbería una masa de agua, denominada equivalente en agua del 
calorímetro. Esta magnitud es la masa de agua (de calor específico Cp agua) que para aumentar su 
temperatura en un grado necesita absorber un calor igual al que necesita el calorímetro para elevar su 
temperatura también un grado. 
 
Cuando un sistema con una masa m1, se pone en contacto con un sistema con una masa m2, que está 
a diferente temperatura, fluye calor entre ellos hasta alcanzar una temperatura de equilibrio. Se dice 
entonces que una cantidad de calor se transfiere desde el sistema de mayor temperatura al sistema de 
menor temperatura, la cantidad de calor transferida es proporcional al cambio de temperatura donde 
la constante de proporcionalidad C, se denomina capacidad calorífica. 
 
El calorímetro es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas 
por los cuerpos. Sirve para determinar el calor específico de un cuerpo, así como para medir las 
cantidades de calor que liberan o absorben los cuerpos. 
 
Los calores de reacción también pueden calcularse a partir de datos teóricos de calores de combustión 
o de formación; en este caso, el calor estándar de reacción (o cambio de entalpia) es igual a la suma 
algebraica de los calores estándar de formación de los productos menos la suma algebraica de los 
calores estándar de formación de los reactivos; esto es, multiplicados todos estos calores de formación 
por los respectivos coeficientes estequiométricos. 
 
H
o
 reacción = Σ Hf (productos) - Σ Hf (reactivos) a 25 °C 
 
 
 
 
 
 
 
 
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RESPONDER 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ACTIVIDAD N°1: CONSTRUCCIÓN Y DETERMINACIÓN DE LA 
CONSTANTE DE UN MICROCALORIMETRODiseñar un 
experimento 
sencillo para 
determinar por 
calorimetría la 
variación de 
entalpía que se 
produce en la 
neutralización de 
una disolución de 
un ácido fuerte 
(ácido clorhídrico) 
con una 
disolución base 
fuerte (hidróxido 
de sodio). 
1) Colocar 20 mL de disolución de hidróxido de sodio 3M en el 
calorímetro. 
2) Medir la temperatura dentro del vaso a intervalos regulares de 1 
minuto hasta tener un valor constante. 
3) Medir con una probeta cuidadosamente 20 mL de la disolución de 
ácido clorhídrico 3 M. 
4) Medir su temperatura. 
5) Agregar el ácido al hidróxido que se encuentra dentro del calorímetro. 
6) Tapar y agitar suavemente. Registrar la temperatura tras añadir el 
ácido y a intervalos de 15 segundos durante el primer minuto, y de 1 
minuto durante 5 minutos, hasta que se alcance un valor que se 
mantenga estable durante algunos minutos. 
a) Plantear una ecuación química balanceada para la reacción ocurrida. 
b) Explicar los cambios observados. 
c) Representar el experimento en un gráfico de Temperatura vs. Tiempo. 
d) Calcular el calor de neutralización (kJ mol-1). 
e) Con los datos de entalpias de tablas calcule teóricamente cual debería haber sido 
el calor de neutralización. 
f) Coincide el calor de neutralización calculado teóricamente con el experimental? 
Justifique las diferencias 
ACTIVIDAD N°1: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN 
 
 
 
 
53 
 
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Calcular la capacidad calorífica del solido según la siguiente ecuación: 
 
QH20 + Qsolido + Qcal = 0 
 
 
Qcal corresponde a la Constante del Calorímetro, valor que será informado por el docente. 
 
 
Para la 
determinación de 
capacidades 
calorificas se 
emplea el 
denominado 
metodo de mezclas: 
consiste en mezlar 
dos cuerpos a 
diferentes 
temperaturas (liq-
liq o sol-liq) y medir 
la temperatura de 
equilibrio. 
Conociendo las 
masas de los 
cuerpos, las 
temperaturas 
iniciales y la de 
equilibrio, y un cp, 
se puede 
determinar el otro. 
1) Colocar un metal de masa conocida, en un recipiente con abundante agua. 
Calentar a ebullición. Debe cuidarse que el sólido no toque el fondo del recipiente, 
de lo contrario su temperatura será mayor que la del agua. Se deja varios minutos 
en ebullición para que toda la masa del solido adquiera la temperatura del agua. 
2) Paralelamente se introduce en el calorímetro un volumen conocido de agua. Se 
debe agitar para homogenizar la temperatura, se deja estabilizar el sistema, y se 
lee la temperatura. Esta será la temperatura inicial del agua. 
3) Una vez que el metal permanezca en ebullición durante por lo menos 5 minutos, 
se lee la temperatura, que será la inicial del sólido. Se lo retira del recipiente y se lo 
sumerge en el calorímetro. Esta operación debe efectuarse lo más rápido posible, 
porque es la mayor fuente de error. 
4) Se agita para homogeneizar, y se comienza a hacer la lectura de la temperatura 
cada 30 segundos, hasta que se repita por lo menos 3 veces. Eso significa que el 
sistema ha logrado el equilibrio. Luego la temperatura comenzara a descender 
debido a las pérdidas del sistema. 
ACTIVIDAD N°2: DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD 
CALORÍFICA DE UN SÓLIDO 
 
 
 
 
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a. Identifica diferentes sistemas abiertos, cerrados o aislados que puedan encontrarse en el 
laboratorio. 
b. Escribe ecuaciones químicas para las reacciones correspondientes a los siguientes ΔH°: 
i. ΔH° combustión del CH4 (g) 
ii. ΔH° de formación del P2O5 (s) 
iii. ΔH de disolución del NaCl (s) 
c. ¿Por qué en la medición calorimétrica de entalpías de reacción es necesario conocer la constante 
del calorímetro? Si en la determinación del ΔH de una reacción se omite considerar ese término, ¿el 
valor obtenido será mayor o menor que el verdadero? ¿Depende el error porcentual cometido en 
ese caso de la magnitud de ΔH? ¿Y de su signo? 
d. En un calorímetro se mezclan una masa mTc de agua a una determinada temperatura Tc con una 
masa mTa de agua a temperatura ambiente Ta y se deja que el sistema alcance el equilibrio térmico a 
una temperatura Teq. Escriba una ecuación para el cálculo de la constante del calorímetro en función 
de las masas y temperaturas mencionadas. 
e. A una muestra de agua a 23,4 °C en un calorímetro de presión constante y de capacidad calorífica 
insignificante, se agrega una pieza de aluminio de 12,1 g cuya temperatura es de 81,7°C. Si la 
temperatura final del agua es de 24.9°C. ¿Cuál es la masa del agua en el calorímetro? 
f. Una muestra de 200 ml de HCl 0,862 M se mezcla con 200 ml de Ba(OH)2 0,431 M en un calorímetro 
a presión constante que tiene una capacidad calorífica insignificante. La temperatura inicial de las 
disoluciones de HCl y Ba(OH)2 es la misma (20,5°C). Se sabe que para el proceso: 
H+(ac) + OH
–
(ac) ⎯→ H2O(l) ΔH reacción= –56.2 kJ/mol. 
¿Cuál es la temperatura final de la mezcla? 
g. En un calorímetro se mezclan 50 mL de HCl 1,0 M con 50 mL de NaOH 1,0 M. Ambas soluciones se 
encontraban a 21°C. La temperatura de la mezcla es de 27,5°C. Calcule el cambio de entalpía para la 
reacción en kJ/mol de HCl, suponiendo que: 
i. La pérdida de calor del calorímetro es despreciable. 
ii. Los volúmenes son aditivos. 
iii. La densidad de la mezcla es de 1,0 g/mL. 
iv. El calor específico de la solución es de 4,18 J/g.K 
¿Qué implican y porqué pueden hacerse estas suposiciones? 
Si alguna de ellas no fuera válida, ¿Cómo se podría proceder en cada caso? 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
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PUNTO DE EBULLICIÓN 
Cuando se calienta un líquido en un recipiente abierto, puede observarse que comienzan a 
desprenderse burbujas aisladas desde la base del recipiente. Estas primeras burbujas corresponden a 
gases disueltos en el líquido que, por incremento de la temperatura, disminuyen su solubilidad y 
abandonan la fase líquida. Luego de un tiempo, en el seno de la fase líquida se formarán burbujas de 
vapor del líquido, constituidas por moléculas que cuentan con la energía suficiente para pasar al estado 
gaseoso, pero que al ascender encontrarán superficies más frías y condensarán. Si prosigue el 
calentamiento, la fase líquida alcanzará una temperatura tal que dichas burbujas escaparán de ella. 
Cuando en el seno de todo el líquido se produzca este fenómeno, se dice que el líquido está en 
ebullición. 
De lo anterior, se puede concluir que el calor entregado produce un aumento de la temperatura del 
sistema, o lo que es lo mismo, un aumento de la energía cinética media de las moléculas o iones. De 
hecho, puede definirse al PUNTO DE EBULLICION de un líquido como “la temperatura a la cual la 
presión de vapor del líquido iguala a la presión externa”. 
Cuando la energía es tal que las partículas pueden pasar a la fase gaseosa, se forman burbujas que solo 
podrán escapar a la superficie si su presión (presión de vapor del líquido) es por lo menos igual a la 
presión sobre la superficie. En recipientes abiertos, esta presión se puede considerar casi constante y 
aproximadamente igual a la presión atmosférica. De esta manera, el líquido hierve a la temperatura 
(Peb) en la cual la presión de vapor (Pv) del líquido se iguala a la presión en la superficie (H). Si esta 
última es la presión atmosférica normal (760 mm de Hg) el punto de ebullición se denomina Punto de 
Ebullición Normal: 
 
 
FUERZAS INTERMOLECULARES 
Sólidos y Líquidos56 
 
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El punto de ebullición es una propiedad intensiva que puede utilizarse para caracterizar a las sustancias 
puras, ya que depende de las fuerzas de atracción entre las partículas. Cuanto mayor sea la intensidad 
de las fuerzas intermoleculares establecidas entre las partículas del líquido, más energía se necesitará 
para lograr que se separen y pasen a la fase gaseosa. 
 
Mientras un líquido se encuentra en ebullición, la temperatura se mantiene constante. En realidad, 
esto sucede en todos los cambios de estado y puede evidenciarse al observar una gráfica de calor vs 
temperatura: 
 
En el tramo C-D de calor sensible, la entrega de calor produce un aumento de la temperatura. Por el 
contrario, en el tramo D-E, de calor latente, el aporte de calor no produce incremento de la 
temperatura: la energía aportada se utiliza en el cambio de estado. La cantidad de calor necesaria para 
evaporar un gramo de sustancia a la temperatura de ebullición se denomina “calor latente de 
vaporización”, y es característico de cada sustancia. En el último tramo de la gráfica, segmento E-F, 
todo el líquido se ha transformado en vapor, y el calor entregado se utiliza para recalentarlo. 
 
Si se desea determinar el Punto de ebullición normal de una sustancia, pero la determinación 
experimental se realiza a una presión distinta de la normal, el resultado se debe corregir utilizando la 
ecuación de Clapeyron: 
 
 
 
 
 
 
(
 
 
 
 
 
) 
En donde: 
P1= Presión atmosférica en el momento de la experiencia, expresada en mmHg. 
P2= 760 mmHg 
T1= punto de ebullición determinado a P1 
T2= punto de ebullición corregido para P2 
ΔHv= calor molar de vaporización a presión constante 
R = constante de los gases ideales 
Estas correcciones solo se realizan cuando el valor de la corrección sea mayor que la apreciación del 
termómetro utilizado. 
 
 
 
 
57 
 
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Determinación del Punto de Ebullición por el Método General: 
Consiste en destilar un líquido. Si se calienta el líquido en el equipo de destilación, la presión de vapor 
del líquido aumenta; también aumenta la tendencia de las partículas a escapar de la superficie. Cuando 
la presión de vapor iguale la presión atmosférica, el líquido entra en ebullición. El vapor que se genera 
asciende, calienta la cabeza de destilación, por último se condensa en el refrigerante y se lo recoge en 
un recipiente limpio. Además de su utilidad para la determinación del punto de ebullición, la 
destilación es un método separativo y de purificación basado en la diferencia en el Punto de ebullición 
de las sustancias que conforman la mezcla. 
El calentamiento debe ser lento y continuo. En el bulbo del termómetro debe existir siempre una gota 
de condensación, lo cual indica que existe un equilibrio líquido – vapor. En estas condiciones, la 
temperatura de ebullición se lee cuando el líquido destila y la temperatura permanece constante 
(tramo B-C de la curva de calentamiento). 
Si se administra un calentamiento excesivo se rompe el equilibrio y se registran temperaturas 
superiores. 
Es necesario agregar trozos de material poroso (piedra pómez) al balón de destilación para evitar la 
formación brusca de burbujas por sobrecalentamiento del líquido (regulan la ebullición). 
 
 
 
Determinación del Punto de Ebullición por el Método de Siwoloboff: 
Es un método que utiliza pequeñas porciones de sustancia en estudio. El líquido se coloca en un tubo 
de ensayo, que se calienta sumergiéndolo en un baño 
apropiado. En el líquido se introducen un termómetro y un tubo 
capilar con el extremo superior cerrado. Se inicia el 
calentamiento, se desprenden algunas burbujas del capilar que 
corresponden al aire que había encerrado y que con el calor se 
dilatan. Luego el capilar actuará como manómetro, ya que en la 
superficie de interfase se establece en equilibrio líquido – vapor. 
Dentro del capilar el vapor tendrá cierta presión que al continuar 
el calentamiento cada vez será mayor. Cuando la presión dentro 
del capilar iguale a la presión atmosférica se producirá el 
desprendimiento continuo de burbujas, que se denomina rosario 
de burbujas. 
En este momento se debe tomar la temperatura ya que nos 
indicará el punto de ebullición del líquido por calentamiento. Se 
lo puede corroborar determinándolo por enfriamiento, 
suspendiendo la entrega de calor y controlando la temperatura 
en que deje de salir el rosario de burbujas desde el capilar. 
 
 
 
 
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PUNTO DE FUSIÓN 
El punto de fusión de un sólido (o solidificación de un líquido) es la temperatura en la cual el sólido y el 
líquido se encuentran en equilibrio, a una presión determinada. El punto de fusión normal de una 
sustancia es aquél que se determina a la presión de 1,00 atm. Al igual que la densidad, es una 
propiedad intensiva característica de las sustancias puras y por consiguiente sirve para identificarlas. 
Es indudable que la temperatura de fusión depende de las fuerzas de atracción que existen entre las 
partículas del sólido y recordando lo analizado en el tema de enlace químico podemos resumir: 
1 Puntos de fusión y ebullición bajos en las SUSTANCIAS MOLECULARES (gases o líquidos a 
temperatura ambiente), debido a fuerzas de atracción débiles del tipo de Van der Waals y 
puente de hidrógeno. En general estos valores aumentan al aumentar la masa molecular y la 
polaridad de las moléculas. 
2 En los COMPUESTOS IÓNICOS, donde existen fuerzas de atracción eléctricas (fuerzas de 
Coulomb), los puntos de ebullición y fusión serán altos (sólidos a temperatura ambiente). De 
acuerdo a la Ley de Coulomb, cuanto menor sea el tamaño del ion y más alta su carga, mayor 
será la atracción. 
3 Los SÓLIDOS ATÓMICOS formados por átomos unidos entre si por fuertes enlace 
covalentes forman generalmente redes cristalinas y tienen muy. altos punto de fusión y punto 
e ebullición. 
4 Por último los METALES presentan datos variados dependiendo de la carga del ion positivo. 
 
 
Volviendo a la gráfica de calentamiento mostrada en el apartado Punto de ebullición, puede apreciarse 
que cuando se suministra calor a un sólido, su temperatura aumenta (tramo A-B). La cantidad de calor 
entregada se puede calcular mediante la expresión: 
q = m x cp x (T2 – T1) CALOR SENSIBLE 
donde: 
q = cantidad de calor (calorías) 
m = masa (g) 
cp = calor especifico a presión constante [cal I (g °C)] 
T2 y T1 = temperatura final y temperatura inicial (°C) 
 
En este tramo, el calor se emplea en el aumento de la energía cinética media (aumenta la temperatura, 
aumenta la Ec y aumenta la distancia entre las partículas). 
 
Cuando se alcanza la temperatura de fusión (segmento B-C) la temperatura se mantiene constante 
hasta que todas las partículas del sólido pasen al estado líquido. Todo el calor suministrado al sistema 
se utiliza en el cambio de estado y se lo puede calcular con la siguiente expresión: 
q = m x λf CALOR LATENTE (a temperatura constante) 
donde: 
λf = calor latente de fusión (cal/g.) 
 
En el segmento C-D, se continúa con el calentamiento del líquido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
59 
 
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Evidentemente la curva de enfriamiento de un líquido será igual, pero de sentido inverso. El calorque 
se desprende será igual en magnitud pero de signo inverso al calor entregado en el calentamiento. 
Si bien el efecto de las variaciones de presión sobre el punto de fusión es mínimo, este dependerá de 
la densidad de la sustancia en el estado líquido y sólido respectivamente ya que los aumentos de 
presión favorecerán la formación de la fase más densa. De aquí se desprenden dos comportamientos 
posibles: 
 
 
Si el estado sólido es la fase más densa, el punto 
de fusión aumenta si aumenta la presión. 
Si el estado líquido es la fase más densa, el punto 
de fusión disminuye si aumenta la presión y se 
favorecerá la formación de líquido. 
 
El estudio del punto de fusión puede ser útil no solo para identificar sustancias, sino también para 
comprobar su pureza. 
“Una sustancia pura funde a temperatura constante; en cambio, si tiene 
impurezas, la temperatura aumentará mientras siga fundiendo.” 
 
Determinación del punto de fusión por el Método del Capilar: 
Este método consiste en introducir una pequeña cantidad de 
sólido en un tubo capilar, al que se le ha cerrado un extremo 
a la llama. Luego se lo sujeta a un termómetro y se lo 
sumerge en un baño calefactor apropiado; se calienta hasta la 
temperatura en que coexisten los dos estados lo cual se 
observa macroscópicamente porque la fase sólida se ve opaca 
y la fase liquida se ve transparente; entonces en este instante 
se lee la temperatura, la cual será la temperatura del punto 
de fusión: 
El líquido de calefacción se selecciona de acuerdo a la 
sustancia cuyo punto de fusión se quiere determinar. Para 
sustancias con punto de fusión hasta 100°C se puede usar 
baño de agua. Para sustancias con puntos de fusión mayores 
se utiliza ácido sulfúrico, etilenglicol, etc. 
Cuando se utilice vaso de precipitado, para que la 
temperatura del líquido calefactor sea homogénea se deberá 
disponer de un agitador y se deberá agitar constantemente. 
Si se dispone de tubos Thiele no es necesario agitar, puesto 
que por su diseño las corrientes de convección que se 
generan producen el movimiento del líquido. En este caso, el calentamiento deberá realizarse 
flameando lentamente a la llama del mechero el extremo acodado del tubo. 
 
 
 
 
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En todos los casos se debe evitar que la banda elástica tome contacto con el liquido calefactor, para 
que no se deteriore, ya sea porque éste la ataca (en el caso de un ácido) o por efecto de la 
temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Capilar 
Banda elástica 
Líquido calefactor 
 
 
 
 
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ACTIVIDAD N° 1: DETERMINACIÓN DEL PUNTO DE 
EBULLICIÓN NORMAL DE LA ACETONA POR EL MÉTODO 
GENERAL 
En la mesada 
encontrarás un 
recipiente 
conteniendo 
acetona. El 
objetivo es 
determinar su 
punto de 
ebullición 
normal por el 
método general. 
1) Busca la ficha de seguridad de la acetona y determina las 
condiciones de seguridad para su manipulación. 
2) Armar el equipo de destilación. 
3) Colocar acetona en el balón hasta aproximadamente 1/3 del 
volumen del mismo. Colocar algunas piezas de piedra pómez. 
4) Abrir el paso de agua del refrigerante. Verificar el correcto sentido de 
circulación. 
5) Iniciar el calentamiento. 
6) Leer la temperatura de ebullición en el termómetro cuando se den 
las condiciones requeridas. 
7) Averiguar la presión atmosférica y hacer las correcciones para 
determinar el punto de ebullición normal. 
8) Comparar con los datos de tablas. Calcular el error relativo. 
 
 
 
 
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ACTIVIDAD N° 2: DETERMINACIÓN DEL PUNTO DE 
EBULLICIÓN DE LA ACETONA POR EL MÉTODO DE 
SIWOLOBOFF 
En la mesada 
encontrarás un 
recipiente 
conteniendo un 
pequeño volumen 
de un líquido 
incoloro, volátil, 
que se poresume 
que es acetona. Se 
desea verificar su 
identidad por 
medida de su 
punto de 
ebullición normal. 
1) Busca la ficha de seguridad de la acetona y determina las condiciones de 
seguridad para su manipulación. 
2) Colocar aproximadamente 5 mL del líquido en un tubo de ensayo. 
3) Cerrar el extremo de un tubo capilar a la llama e introducirlo en el tubo de 
ensayo con el líquido, cuidando que el extremo cerrado quede hacia arriba. 
4) Colocar el termómetro dentro del tubo de ensayo, cuidando que el bulbo 
quede sumergido en el lpiquido, y que no toque ni las paredes ni el fondo del 
tubo. 
5) Introducir el sistema en un baño calefactor con un agitador. 
6) Leer la temperatura cuando comience a salir del capilar un rosario de 
burbujas. Corroborar por enfriamiento. 
7) Averiguar la presión atmosférica y hacer las correcciones para determinar 
el punto de ebullición normal. 
8) Comparar con los datos de tablas e identificar el líquido. 
 
 
 
 
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DETERMINACIÓN DEL PUNTO DE FUSIÓN DE UN 
SÓLIDO POR EL MÉTODO DEL CAPILAR 
En la mesada 
encontrarás un 
recipiente 
conteniendo una 
muestra que, se 
presume, es 
naftaleno. se 
pretende 
determinar su 
identidad y 
pureza por 
medio de la 
medición de su 
punto de fusión 
mediante el 
método del 
capilar. 
1) Pulverizar en un mortero la muestra. 
2) Cargar la muestra en un capilar previamente cerrado a la llama 
en uno de sus extremos. El sólido debe compactarse 
perfectamente, para lo cual se puede golpear suavemente el 
extremo cerrado del capilar sobre una superficie blanda. 
3) Cuando se tiene una altura aproximada de un cm de sustancia, 
sujetar el capilar al termómetro, con una banda elástica. Procurar 
que la parte del capilar que contiene la sustancia coincida con el 
bulbo del termómetro. 
4) Sumergir en un baño calefactor adecuado, cuidando de que el 
liquido calefactor no se introduzca en el capilar y que el bulbo del 
termómetro no toque ni paredes ni el fondo del recipiente. 
5) Iniciar el calentamiento, agitando el liquido calefactor para 
lograr uniformidad en la temperatura (esto no es necesario si se 
utilizan tubos de Thiele). 
6) Leer la temperatura de fusión en el momento en que se 
evidencie la coexistencia de las fases sólida (opaca) y líquida 
(transparente) en el seno del capilar. 
 
 
 
 
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CONSTRUCCIÓN DE UNA CURVA DE ENFRIAMIENTO 
Se pretende construir una curva de 
enfriamiento de la sustancia naftaleno en 
estado líquido. 
1) Pulverizan 5 a 6 g de naftaleno en un mortero. 
2) Introducir el naftaleno pulverizado en un tubo de 
ensayo, cuidando de no ensuciar las paredes del 
mismo; si esto ocurriera, limpiar con un papel de 
filtro. 
3) Introducir en el tubo un termómetro apropiado, 
cuidando que el bulbo quede sumergido dentro del 
naftaleno, sin tocar paredes o fondo del tubo. 
4) Colocar el tubo en un baño calefactor de agua, 
sosteniendo el tubo con una agarradera o pinza, y el 
termómetro mediante un hilo a un soporte. 
5) Calentar sobre la tela de amianto con agitación 
hasta que funda la muestra de naftaleno contenida 
en el tubo de ensayo y el termómetro marque 99°C. 
6) Suspender el calentamiento y retirar el baño deagua, dejando enfriar el tubo de ensayo con 
naftaleno líquido en el aire y registrando la 
temperatura cada minuto hasta llegar a 95 °C , y 
luego cada 30 segundos hasta llegar a 70 °C. 
7) Graficar la curva de enfriamiento del naftaleno 
líquido en papel milimetrado, indicando en la 
ordenada la temperatura y en la abscisa el tiempo. 
8) Precaución: para retirar el termómetro se debe 
calentar nuevamente el naftaleno en baño de agua 
hasta fusión. 
 
 
 
 
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a) ¿El punto de ebullición es una propiedad extensiva o intensiva de la materia?¿Es física o 
química? 
b) ¿Qué otro tipo de propiedades conoce similares al Peb.? 
c) ¿Qué utilidad tiene la determinación del Peb. de una sustancia? 
d) ¿Cómo es el punto de ebullición de una sustancia impura en relación al de la droga pura? 
e) Si el líquido que utiliza en el baño maría en el método general hierve y el líquido cuyo 
punto de ebullición está determinando aún no destila, ¿Cómo procedería? ¿Qué puede 
concluir? 
f) Mencione al menos tres ventajas del Método de Siwoloboff respecto al Método General 
para la determinación del Peb. 
g) ¿Cómo varía el punto de ebullición de una sustancia en función de la presión? 
h) ¿Por qué en la determinación del Pf la boca superior del tubo capilar no debe estar 
debajo del nivel del líquido? ¿Por qué el capilar se sujeta junto al bulbo del termómetro? 
i) ¿Cómo se sabe el punto de fusión del naftaleno a través de la curva construida? 
 
 
 
 
 
 
 
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Las disoluciones son mezclas homogéneas formadas por dos o más sustancias que se distribuyen una 
en el seno de la otra formando una sola fase, no pudiéndose distinguir, ni a simple vista ni con un 
microscopio, sus componentes. Como toda mezcla, presentan una composición variable de sus 
componentes, que se expresa a través de una propiedad intensiva denominada “concentración”. Se 
denomina “solvente” al componente que encuentra en mayor proporción, y solutos a los componentes 
minoritarios. 
 
Las disoluciones se pueden presentar en diferentes estados de agregación. Generalmente, el estado de 
agregación del solvente es quien define el estado de agregación de la disolución. Muchas reacciones 
químicas, en particular las de importancia biológica, ocurren en disoluciones líquidas cuyo solvente es 
el agua, por lo que se conocen como “disoluciones acuosas”. 
 
La concentración es una propiedad 
intensiva muy importante de las 
soluciones, y expresa la relación 
entre la cantidad de soluto y la 
cantidad de solvente o disolución. 
Los solventes presentan una 
capacidad más o menos limitada 
para disolver diferentes solutos. Se 
denomina “disolución saturada” a 
aquella que contiene la máxima 
cantidad de soluto que puede 
disolverse en un solvente en 
particular, a una temperatura 
determinada. Una disolución no 
saturada es aquella que contiene 
menor cantidad de soluto que la 
máxima que se puede disolver. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DISOLUCIONES 
 
 
 
 
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La concentración de una disolución puede expresarse en diferentes unidades, dependiendo de la 
manera en que se expresen las cantidades de soluto, solvente o disolución. Las más utilizadas, son: 
 
Forma de expresar la 
concentración 
Símbolo Unidades Descripción 
Porcentaje masa en masa % m/m g/100g 
Masa de soluto expresada 
como porcentaje de la masa 
total de la disolución 
Partes por millón (másicas) ppm mg/kg 
Masa de soluto en 
miligramos por cada kg de 
disolución 
Porcentaje masa en volumen % m/v g/100mL 
Masa de soluto en gramos 
por cada 100 mL de 
disolución 
Gramos por litro g/L g/L 
Masa de soluto en gramos 
por litro de disolución 
Molaridad M mol/L 
Moles de soluto por litro de 
disolución 
La preparación de disoluciones líquidas es un procedimiento muy común en el laboratorio. Esto puede 
realizarse por mezcla de los reactivos que forman la disolución (solvente y solutos) o a partir de otra 
disolución. La técnica a implementar depende de la disolución que se pretenda preparar, de los 
reactivos disponibles y de su estado de agregación. 
 
 
 
 
 
 
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PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN A PARTIR DE OTRA DISOLUCIÓN 
 
 
 
CÁLCULO 
•Se debe determinar el 
volumen de 
disolución 
concentrada que se 
necesitará para 
preparar el volumen 
deseado de disolución 
diluida, a la 
concentración 
requerida. 
MEDIDA DEL VOLUMEN DE DISOLUCIÓN 
CONCENTRADA 
•El volumen requerido de disolución 
concentrada se mide con material 
volumétrico apropiado y se trasvasa a 
un matraz. 
•Si el proceso de dilución es muy 
exotérmico, se añadirá, lentamente y 
con agitación, la solución concentrada a 
un vaso de precipitado conteniendo un 
volumen de solvente inferior al volumen 
de solución a preparar; se deja enfriar y 
luego se pasa al matraz. 
HOMOGENEIZACIÓN Y 
ENRASE 
•Se adiciona solvente 
hasta la base del 
cuello del matraz, se 
tapa y homogeiniza 
por inversión. Luego 
se enrasa con 
solvente, utilizando 
una pipeta o gotero. 
COMPROBACIÓN DE LA 
CONCENTRACIÓN REAL DE 
LA DISOLUCIÓN PREPARADA 
•La concentración real de la 
disolución preparada puede 
diferir de la teórica debido a 
errores propios de la técnica 
operatoria. 
•Para ello se recurre a 
métodos analíticos que 
permiten la determinación 
de la concentración real, en 
caso de que sea necesario. 
ALMACENAMIENTO DE LA 
DISOLUCIÓN 
•Las disoluciones no se 
almacenan en los recipientes 
utilizados para su 
preparación. Esto se hace en 
recipientes apropiados (de 
vidrio, plástico, opacos, 
transparentes, etc), los cuales 
se guardan en espacios 
adecuados (armario, 
heladera, etc.). 
•Previo al trasvase, el 
recipiente debe enjuagarse 
con una pequeña porción de 
la disolución que va a 
contener. 
ROTULADO 
•El recipiente que 
contiene la solución 
debe rotularse con la 
información que se 
considere pertinente: 
nombre de solutos y 
solvente, 
concentración, fecha 
de preparación, 
temperatura de 
trabajo, precauciones, 
nombre del operador, 
etc. 
 
 
 
 
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PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN A PARTIR DE SOLUTO SÓLIDO Y SOLVENTE LÍQUIDO 
 
 
CÁLCULOS 
•Se debe determinar la masa de soluto 
necesaria para preparar la disolución. Esto 
va a depender del volumen y 
concentración deseados. 
MOLIENDA Y PULVERIZACIÓN DE LA MUESTRA 
•El proceso de disolución se ve favorecido si las particulas de 
soluto son pequeñas, ya que de esta manera existe una mayor 
superficie de contacto con el solvente. 
•Esta operación se realiza utilizando un mortero. 
SECADO DEL SOLUTO 
•Algunos solutos son higroscópicos y requieren ser 
secados previamente a la pesada. 
•Esto puede realizarse en desecador o estufa, a una 
temperatura que va a depender de las 
características del soluto. 
PESADA DEL SOLUTO 
•La masa de soluto requerida se mide utilizando una 
balanza apropiada (lo cual depende de la masa a pesar 
y la sensibilidad requerida). 
•Para contener el soluto se utilizan pesasustancias, 
vidrios de reloj, canastillas de papel, etc. Nuncase 
pesa la sustancia directamente apoyada sobre el plato 
de la balanza. 
DISOLUCIÓN DEL SOLUTO 
•Los solutos que se disuelven fácilmente en el solvente (sin mayores efectos térmicos) se pueden pasar 
directamente al matraz con ayuda de un embudo de vástago corto y ancho. Luego se le agrega un poco 
de solvente y se verifica que ocurra la disolución total del soluto. 
•Si el soluto no se disuelve facilmente en el solvente, se puede favorecer el proceso por calentamiento y 
agitación. Esto debe hacerse en vaso de precipitado o erlenmeyer hasta completa disolución del soluto, 
utilizando un volumen de solvente inferior al volumen final. Se puede trasvasar al matraz una vez que se 
encuentre a temperatura ambiente. Para ello se utiliza embudo y vigilante. 
HOMOGENEIZACIÓN Y ENRASE 
•Se adiciona solvente hasta la 
base del cuello del matraz, se 
tapa y homogeiniza por 
inversión. Luego se enrasa con 
solvente, utilizando una 
pipeta o gotero. 
COMPROBACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN REAL DE LA DISOLUCIÓN 
PREPARADA 
•La concentración real de la disolución preparada puede diferir de la teórica 
debido a errores propios de la técnica operatoria. 
•Para ello se recurre a métodos analíticos que permiten la determinación de 
la concentración real, en caso de que sea necesario. 
ALMACENAMIENTO DE LA DISOLUCIÓN 
•Las disoluciones no se almacenan en los recipientes 
utilizados para su preparación. Esto se hace en 
recipientes apropiados (de vidrio, plástico, opacos, 
transparentes, etc), los cuales se guardan en espacios 
adecuados (armario, heladera, etc.). 
•Previo al trasvase, el recipiente debe enjuagarse con 
una pequeña porción de la disolución que va a 
contener. 
ROTULADO 
•El recipiente que contiene la solución debe 
rotularse con la información que se considere 
pertinente: nombre de solutos y solvente, 
concentración, fecha de preparación, 
temperatura de trabajo, precauciones, nombre 
del operador, etc. 
 
 
 
 
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PREPARACIÓN DE DILUCIONES SERIADAS 
En muchos casos se necesita preparar disoluciones con concentraciones extremadamente bajas, hasta 
el punto en que es difícil o prácticamente imposible medir la cantidad necesaria de soluto sólido o el 
volumen de solución concentrada requerido. En esas situaciones, es necesario preparar una solución 
de mayor concentración (solución de stock o solución madre) y hacer diluciones sucesivas a partir de 
ésta hasta alcanzar la concentración deseada. 
 
 
• En una serie de tubos de ensayo 
debidamente rotulados se coloca un 
volumen fijo de solvente (Vf), dejando 
el primer tubo vacío. 
 
• En el tubo de ensayo vacío se coloca un 
volumen suficiente de solución madre. 
 
• A partir de la solución madre, se toma 
un volumen determinado denominado 
“volumen de paso” (Vp), se lo adiciona 
al segundo tubo y se homogeneiza. El 
factor de dilución (f) es la relación entre 
el volumen de paso Vp y el volumen 
final del tubo (Vf + Vp): 
 
 
 
 
 
 
• A partir del segundo tubo, repite la 
técnica. 
 
 
• Utilizando el factor de dilución, es 
posible calcular la concentración en 
cada uno de los tubos: 
 
 
 
 
 
 
 
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1. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA A 
PARTIR DE UN SOLUTO SÓLIDO 
Se desean 
preparar 100 mL 
de una disolución 
acuosa de NaCl 
0,4 M para su 
almacenamiento. 
Para ello se 
dispone del 
soluto sólido, de 
agua destilada, y 
del material de 
laboratorio 
apropiado. 
1) Teniendo en cuenta las técnicas descriptas en la introducción y las 
características de los reactivos con los cuales se trabajará, elabora una 
secuencia de pasos para la preparación de la solución señalada. Detalla el 
material de laboratorio requerido. 
2) Ejecuta la técnica operatoria elaborada en el punto anterior y almacena 
apropiadamente la disolución preparada. 
Se desea preparar 
100 mL de una 
disolución acuosa de 
KMnO4 1x10
-4 M. 
Para ello se dispone 
de una disolución de 
KMnO4 1x10
-3 M y 
agua destilada, 
además del material 
de laboratorio 
apropiado. 
1) Teniendo en cuenta las técnicas descriptas en la introducción y las 
características de los reactivos con los cuales se trabajará, elabora una 
secuencia de pasos para la preparación de la solución señalada. Detalla el 
material de laboratorio requerido. 
2) Ejecuta la técnica operatoria elaborada en el punto anterior y almacena 
apropiadamente la disolución preparada. 
3) Determina el factor de dilución. 
2. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN A PARTIR DE OTRA 
MÁS CONCENTRADA 
 
 
 
 
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3. PREPARACIÓN DE DILUCIONES SERIADAS 
Se desean 
preparar 5 mL de 
una disolución 
1x10-8M de 
KMnO4 , para lo 
cual se dispone 
de soluto sólido, 
de una disolución 
1x10-4M, y de 
agua destilada. 
1) Calcula la masa de soluto sólido necesaria para preparar la disolución 
requerida. 
2) Calcula el volumen de solución concentrada necesario para preparar la 
disolución requerida por dilución. 
3) Teniendo en cuenta los resultados de los cálculos anteriores, argumenta 
acerca de la posibilidad técnica de realizar dichas preparaciones. 
4) Elabora una técnica operatoria que permita la preparación de la 
disolución señalada. Detalla el material de laboratorio y los reactivos 
requeridos. 
5) Ejecuta la técnica operatoria y calcula la concentración de cada una de las 
disoluciones preparadas. 
4. MEZCLA DE DISOLUCIONES 
Se desea recuperar las diluciones de KMnO4 preparadas en la actividad anterior. Para ello, los 
volúmenes de disolución contenidos en los tubos se mezclan en un único recipiente. Determina la 
concentración de la disolución resultante de la mezcla. Considera volúmenes aditivos. 
 
 
 
 
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1) Observa las etiquetas de los recipientes que contienen las sustancias que se utilizarán durante las 
experiencias. Registra datos referidos a calidad, seguridad y riesgos. ¿Qué precauciones deben tenerse 
en cuenta durante su manipulación y descarte? 
2) La mayoría de las disoluciones preparadas en el laboratorio son acuosas. ¿Qué consideraciones deben 
tenerse en cuenta con respecto a la calidad del agua? 
3) Durante la preparación de las disoluciones se debe registrar la temperatura de trabajo. ¿Por qué razón 
es necesario este registro? 
4) Una disolución 10 %m/m de etanol en agua tiene una densidad de 0,9831 g/mL a 15°C, y de 0,9804 
g/mL a 25°C. Calcula la molaridad y molalidad de dichas disoluciones a ambas temperaturas. Interpreta 
los resultados. 
5) Durante las técnicas que requieren calentamiento para favorecer el proceso de disolución del soluto, es 
necesario que la disolución tome temperatura ambiente antes de trasvasarla al matraz. ¿A qué se debe 
esta cuestión? 
6) Enumera las posibles fuentes de error que podrían presentarse durante la ejecución de las técnicas 
operatorias descriptas. ¿Cómo los corregirías? 
7) Esquematiza la operación y demuestra que si a una solución C se le agrega solvente, la concentración 
cambia y viene dada por: 
 
 
 
 
En donde: 
VC es el volumen de solución inicial. 
VD es el volumen de solución resultante. 
CC es la concentración de la solución inicial. 
CD es la concentración de la solución resultante.8) Esquematiza la operación y demuestra que si se mezclan dos soluciones denominadas A y B para formar 
una solución C, se cumple que: 
 
En donde: 
VA, VB y VC son los volúmenes de las disoluciones A, B y C respectivamente. 
CA, CB y CC son las concentraciones de las disoluciones A, B y C respectivamente. 
VC = VA + VB (se consideran los volúmenes aditivos) 
 
9) Se dispone de 1000 mL de una solución de CuSO4 0,10 M, 500 mL de solución de CuSO4 3 M y agua 
destilada. Señale cómo procedería para preparar: 
a. 200 mL de una solución de CuSO4 0,010 M. 
b. 300 mL de una solución de CuSO4 0,15 M. 
c. 5 mL de una solución de CuSO4 3x10
-7M. 
 
 
 
 
 
 
74 
 
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La cinética química estudia la velocidad con la que se 
producen las reacciones químicas, y los mecanismos a 
través de los cuales éstas se producen. La palabra 
“cinética” indica movimiento o cambio, que en el caso 
de una reacción química implica el cambio en la 
concentración de un reactivo o de un producto con 
respecto al tiempo (el cual se expresa en unidades de 
M/s). 
Hay muchas razones para estudiar la velocidad de una 
reacción. Por ejemplo, la aplicación de los métodos 
cinéticos a sistemas biológicos ha contribuido al esclarecimiento de los mismos. Las funciones vitales 
de una célula implican la existencia de una gran cantidad de procesos o vías metabólicas consistentes 
en secuencias de reacciones químicas. La posibilidad de vida depende en gran medida de una correcta 
y precisa coordinación de las velocidades con que se producen. Las reacciones pueden ser tan lentas 
como para que se requieran varios días para ser completadas o tan rápidas que resultarán en una 
explosión. En un nivel práctico, el conocimiento de la velocidad de las reacciones es muy útil en el 
diseño de fármacos, el control de la contaminación o el procesamiento de alimentos, entro otros. 
Para la reacción: 
aA + bB productos 
 
La forma general de la velocidad de reacción puede ser escrita como: 
V = k.[A]n.[B]m 
Dónde: 
- [A] y [B] son las concentraciones molares (o presiones) de A y B. 
- Los exponentes m y n, por su parte son usualmente pequeños números que, sumados, 
constituyen el orden de la reacción. Por ejemplo, la reacción puede tener un coeficiente m=1 y por lo 
tanto ser de primer orden con respecto a A y de n=2 y ser de segundo orden para B. El orden total será 
la suma de ambos, es decir 3. Estos órdenes sólo se pueden conocer experimentalmente, no hay otra 
manera de hallarlos y no tienen nada que ver con los coeficientes de las ecuaciones globales 
balanceadas. 
- k es la constante de velocidad y su valor también se calcula experimentalmente. 
Existen diferentes formas de determinar el orden y el valor de la constante de una reacción a través de 
datos experimentales. 
La velocidad de una reacción química puede verse afectada por diferentes factores como ser el tamaño 
de la superficie de contacto, la temperatura, la concentración y el estado de agregación de los 
reactivos, y la presencia de un catalizador. 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
La cinética química estudia la 
velocidad a las que se producen 
las reacciones químicas y los 
mecanismos a través de los 
cuales se producen dichas 
reacciones. 
 
 
 
 
75 
 
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En la presente actividad se estudiará la siguiente reacción de óxido-reducción: 
5 HSO3
- + 2 IO3
- I2 + 5 SO4
2- + H2O + 3 H
+ 
Una manera de estudiar la velocidad es midiendo la aparición de alguna de las especies que se 
escribieron en los productos. La elegida por supuesto es el I2 ya que su reacción con el almidón produce 
un color característico (azul oscuro) y fácilmente identificable. Como las soluciones acuosas de todas 
las especies restantes son incoloras, se puede establecer que la reacción comienza al mezclar los 
reactivos y finaliza al observar el color azul. 
Un probable mecanismo para esta reacción sería: 
3HSO3
- + IO3
- I- + 3 SO4
2- + 3 H+ (reacción lenta) 
IO3
- + 5 I- + 6 H+ 3 I2 + 3 H2O (reacción instantánea) 
La velocidad de reacción tiene la siguiente forma general: 
Velocidad de reacción (V) =k[IO3
-]n[HSO3
-]m 
Si en los experimentos la concentración de sulfito de sodio se mantiene constante y siempre está en 
exceso, la ley de velocidad quedaría: 
Velocidad de reacción (V) = k[IO3
-]n 
 
Análisis de los datos cinéticos 
Para la determinación del orden de reacción y el valor de la constante de velocidad, existen diferentes 
métodos. Por ejemplo, para nuestro caso supondremos que la reacción es de orden uno con respecto 
al yodato. Haciendo esa consideración tenemos que: 
Velocidad de reacción (V) = k[IO3
-] = 
 [ ]
 
 
Mediante el cálculo y partiendo de la ecuación anterior, es posible demostrar que: 
 
[ ] 
[ ]
 
Donde ln es el logaritmo natural, y [A]0 y [A] son las concentraciones de A a los tiempos t=0 y t=t, 
respectivamente. La ecuación anterior se puede reordenar de la siguiente manera: 
ln[A] = -kt + ln[A]0 
Si tomamos los valores obtenidos experimentalmente y graficamos ln[A] en función de t, vamos a 
obtener la gráfica de una línea recta , en donde k es la pendiente de la recta. 
En caso de que la reacción no fuese de orden uno, el análisis correspondiente es diferente. 
 
PROCEDIMIENTO: 
Para la realización de la experiencia se necesitarán los siguientes materiales: Gradilla, tubos de ensayo, 
solución de NaHSO3 0,02 M, solución de almidón, pipetas de 1, 2 y 10 mL, solución de KIO3 
- Colocar en una gradilla tubos de ensayo y rotular de 1 hasta 5. 
- Agregar 2 mL de NaHSO3 0,02 M a cada uno utilizando una pipeta de 2 mL. 
- Agregar 1 mL de solución de almidón, con una pipeta de 1 mL. 
1. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN DE UN REACTIVO SOBRE 
LA VELOCIDAD DE LA REACCIÓN. DETERMINACIÓN DE LA 
LEY DE VELOCIDAD Y ORDEN DE REACCIÓN. 
 
 
 
 
76 
 
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- Agregar en cada tubo la cantidad de agua indicada en la Tabla 1, con una pipeta de 10 mL. 
- Tapar e invertir varias veces cada tubo para homogeneizar. 
 
Vol. de:/ Tubo 1 2 3 4 5 
mL de NaHSO3 2 2 2 2 2 
mL almidón 1 1 1 1 1 
mL de agua 7 6 4 2 - 
Tabla 1: Reactivos a agregar en cada tubo de ensayo 
 
- Cargar en un tubo limpio 1 mL de KIO3 con una pipeta de 10 mL diferente a la usada con el agua. 
- Verter rápidamente en el tubo uno que contiene la mezcla anterior. En ese instante activar el 
cronómetro y mezclar. 
- Cuando la solución tome color azul apagar el cronómetro y anotar el tiempo requerido. 
- Repetir con la cantidad correspondiente para el tubo 2. 
- Continuar con los demás hasta completar la tabla 2 
 
Volumen de:/ Tubo 1 2 3 4 5 
mL de KIO3 1 2 4 6 8 
Tabla 2: volúmenes de KIO3 a agregar en cada tubo 
 
Registrar los resultados obtenidos en la siguiente tabla: 
 
 1 2 3 4 5 
[KIO3] 
tiempo 
ln[IO3
-] 
 
 
En una hoja milimetrada o utilizando programa adecuado dibuja la gráfica ln[KIO3] vs. t y a partir de la 
misma obtiene los datos necesarios para poder determinar la ley de velocidad. 
Responde: 
- ¿Es la reacción estudiada de orden uno respecto de la concentración de IO3
-? 
- ¿Cómo influye la variación de la concentración del reactivo en la velocidad de reacción? 
- ¿Cómo se modificarían los cálculos en caso de que el NaHSO3 no se encontrase en exceso? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Muchos medicamentos se presentan en forma de comprimidos efervescentes que contienen un ácido 
orgánico (generalmente ácido cítrico) y bicarbonato de sodio, el cual cuando se disuelve en agua 
reaccionan rápidamente desprendiendo dióxido de carbono. 
Entre los factores que afectan la velocidad de la reacción se encuentran la temperatura y el tamaño de 
la superficie de contacto entre el sólido y el líquido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.- EFECTO DEL TAMAÑO DE LA SUPERFICIE DE UN SÓLIDO 
Y LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN. 
En esta actividad buscaremos 
determinar la influencia de la 
temperatura y del tamaño de 
la superficie de contacto en la 
velocidad de una reacción 
química. 
Para esto, en el laboratorio se 
dispondrá de los siguientes 
materiales: Pastillas 
efervescentes, vasos de 
precipitado o cristalizadores, 
cuchillos, morteros, hielo, 
mecheros, trípodes y tela de 
amianto, termómetro, 
cronómetro. 
1) Junto con tus compañeros, diseña y explica un experimento donde se 
pueda analizar la influencia de la temperatura y del tamaño de la superficie 
de contacto entre el sólido y el líquido, en la reacción de una pastilla 
efervescente con agua. 
2) Compara los resultados obtenidos con lo realizado por los otros grupos, y 
responde: 
- ¿Qué se puede decir del efecto del de la superficie de contacto entre el 
sólido y el líquido sobre la velocidad con que se disuelven las pastillas? 
- ¿Qué efecto tiene la temperatura sobre la velocidad con que se disuelven 
las pastillas? 
- ¿Qué ocurriría si la cantidad inicial de agua fuese muy pequeña? 
 
 
 
 
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A pesar de que el peróxido de hidrógeno es relativamente estable a temperatura ambiente, numerosas 
sustancias actúan como catalizadores de su descomposición, entre otras: metales de transición, álcalis, 
y óxidos metálicos. La luz del día también favorece la descomposición del peróxido de hidrógeno, por lo 
que debe conservarse en envases opacos. 
 
 
 
 
 
3.- EFECTO DE UN CATALIZADOR SOBRE LA VELOCIDAD DE 
REACCIÓN; DESCOMPOSICIÓN DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO 
En este caso se quiere 
comprobar si tanto el KI 
como el MnO2 se 
comportan como 
catalizadores para la 
mencionada reacción. 
 
Para realizar la 
experiencia se 
necesitarán probetas de 
500 mL, solución de 
peróxido de hidrógeno 
30 vol. (2,68 M), 
detergente, agua 
destilada, solución de KI, 
MnO2 (s). 
1) Para estudiar los efectos de los mismos en el laboratorio, se tomarán las 
probetas y se rotularán como A, B, C y D. Luego se colocará H2O2 30 vol. y 
agua destilada según: 
2) Luego agregar en cada probeta una pequeña cantidad de detergente, 
cuidando de que la cantidad sea igual en todas las probetas. (Pregunta: ¿para 
qué se agrega el detergente?). 
3) Por último, en las probetas A y C agregar 1 mL aproximadamente de una 
solución concentrada de KI, y anotar la altura alcanzada por la espuma luego 
de 5 minutos. Hacer lo mismo con las probetas B y D pero agregándoles a 
cada una punta de espátula de MnO2. 
4) Analiza los resultados obtenidos y responde: ¿Cómo afecta la presencia de 
un catalizador a la velocidad de una reacción? ¿Todos los catalizadores 
afectan a una misma reacción de la misma manera? 
 
 
 
 
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La mayoría de las reacciones químicas constituyen procesos reversibles en los que, tan pronto como se 
forman algunas moléculas de producto, comienza a establecerse en el proceso inverso, de modo que 
las moléculas de reactivo se forman a partir de las moléculas del producto (es un proceso de equilibrio 
dinámico). El equilibrio químico es un estado del sistema que se alcanza cuando las velocidades de las 
reacciones directa e inversa se igualan, por lo que las concentraciones netas de reactivos y productos 
permanecen constantes. 
Para una reacción genérica del tipo: 
aA + bB cC + dD 
donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D, para la 
reacción a una temperatura dada tenemos que: 
 
[ ] [ ] 
[ ] [ ] 
 
donde Kc se denomina “constante de equilibrio”. Los corchetes [..] son concentraciones molares. 
La magnitud de la constante indica si una reacción es favorable a los productos o hacia los reactivos. Si 
K es mucho mayor a 1, el equilibrio se desplazará hacia la derecha favoreciendo a los productos. Si por 
el contrario, K es mucho menor que 1, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda favoreciendo a los 
reactivos. 
Se habla de “equilibrio homogéneo” cuando en el sistema reaccionante todas las especies se 
encuentran en la misma fase; por el contrario, cuando en una reacción reversible los reactivos y 
productos que intervienen se encuentran en diferentes fases, se habla de “equilibrio heterogéneo”. En 
este último caso, para aquellos reactivos o productos que se encuentran en estado líquido o sólido, su 
concentración puede considerarse como constante y se omite en la expresión de la constante. Un 
ejemplo que describe esta situación son los denominados “equilibrios de solubilidad”. 
 
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD: 
Cuando se agrega un sólido iónico al agua, éste comienza a disolverse desde la superficie y aumenta 
progresivamente la concentración de sus iones en la solución. Sin embargo, al moverse estos en la 
solución, pueden aproximarse a la superficie del sólido lo suficientemente cerca como para ser 
nuevamente reincorporados al cristal. Después de un determinado tiempo, se llega a un equilibrio 
dinámico en el cual la velocidad de disolución se iguala con la de reincorporación al sólido. En ese 
momento la solución está saturada. A diferencia del equilibrio homogéneo, la adición de más soluto 
sólido no causa cambio alguno en la concentración de los iones en solución. En dicha solución, el soluto 
disuelto permanecerá en equilibrio con soluto sólido (siempre que no cambie la temperatura). Se debe 
tener en cuenta que la solución seguirá siendo saturada si se separa el sólido por decantación o 
filtración. 
EQUILIBRIO QUÍMICO 
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD 
INTRODUCCIÓN 
 
 
 
 
80 
 
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A la máxima cantidad de soluto que es posible disolver en un litro de disolución se la llama solubilidad. 
Cuando la sustancia que se disuelve en agua por disociación iónica es escasamente soluble, la solución 
es diluida y, en forma aproximada, se puede expresar el producto de solubilidad en función de las 
concentraciones molares de los iones en equilibrio. El producto de las concentraciones de dichos iones 
de la solución saturada iguala al producto de solubilidad. Definimos producto de solubilidad para 
electrolitos escasamente solubles en agua, y totalmente disociados en solución acuosa saturada, como 
el producto de las concentraciones molares de los iones en equilibrio con el sólido elevados a sus 
respectivos coeficientes estequiométricos. 
Para la reacción 
Ba(OH)2 (s) Ba
2+ (d) + 2 OH- (d) Por lo que Kps = [Ba2+][OH-]2 
 s 2s Kps = [s].[2s]2 = 4s3 
De esta ecuación se obtienen ciertas conclusiones: 
1. Si se conocen las concentraciones de los iones en solución es posible conocer el Kps y viceversa. 
2. Si se conoce la solubilidad del soluto en el solvente, es posible conocer el Kps y viceversa. 
3. A medida que aumenta la concentración de uno de los iones, disminuye la concentracióndel otro y 
viceversa de forma tal que el producto de las mismas se mantenga constante. 
4. Se puede predecir si se formará o no un precipitado a partir de la concentración de los iones que lo 
constituyen. Si el producto de las concentraciones de los iones es mayor que el producto de 
solubilidad, se espera que aparezca precipitado. 
Existen algunas reglas generales que permiten predecir la solubilidad de algunos compuestos: 
Anión Catión Solubilidad 
Todos Iones alcalinos ( Grupo I) Solubles 
Todos H
+
 Solubles 
Todos Amonio (NH4 
+
) Solubles 
Nitratos (NO3 
-
) Todos Solubles 
Acetato ( CH 3COO
-
) Todos Solubles 
Cloruro (Cl
-
 ) 
Bromuro (Br 
-
) 
Ioduro (I 
-
) 
Ag
+
, Cu
+
, Pb
+2
, Ti 
+
 Poco solubles 
Todos los demás Solubles 
 
Sulfato ( SO4 
-2
) 
Ca
2+
, Sr
2+
, Ba
2+
, Pb
2+
, Ra
 2+
 Poco solubles 
Todos los demás Solubles 
 
Hidróxido (OH
-
) 
Iones alcalinos, NH4 
+
,
 
H
+
,Sr
2+
, Ba
2+
, Tl
+
, Ra
 2+
 Solubles 
Todos los demás Poco solubles 
 
Sulfuro (S
-2
) 
Iones alcalinos, NH4 
+
,
 
H
+
,Be
2+
, Mg
2+
, Ca
2+
, Ba
2+
, 
Pb
2+
, Sr
2+
,Ra
 2+
 
Solubles 
Todos los demás Poco solubles 
Fosfato (PO4 
-3
 ) 
Carbonato (CO3 
-2
) 
Sulfito (SO3 
-2
) 
Iones alcalinos, NH4 
+
,
 
H
+
, Solubles 
Todos los demás Poco solubles 
 
 
 
 
 
 
81 
 
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VARIABLES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD: 
La solubilidad de un determinado soluto en un determinado solvente se puede ver afectada por 
distintos factores: 
a) Naturaleza del soluto, del disolvente y de las interacciones que se producen entre ellos: en 
general se puede decir que: “lo semejante disuelve lo semejante” es decir que dos sustancias 
que posean el mismo tipo de fuerzas intermoleculares serán probablemente solubles entre sí. 
b) La temperatura: En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con 
la temperatura; en los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. 
c) La presión: Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de 
líquidos y sólidos pero si influye sobre la solubilidad de los gases. Un aumento de presión del 
gas en un líquido a una temperatura dada y constante, produce un aumento de la solubilidad 
del gas (Ley de Henry). 
d) La adición de un ion común (efecto del ion común): Es el efecto que produce agregar 
determinada concentración de un ion que es común con uno de los iones de la sal cuando 
ambos se encuentran en la misma solución, dando como resultado la disminución de la 
solubilidad. El ion común desplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de LeChatelier. 
 
ETAPAS DE FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO 
Las etapas reales para la formación del precipitado pueden ser muy complicadas. Para un compuesto 
formado por dos iones, éstos primero se aproximan para formar pares iónicos, que se mantienen 
unidos por atracción electrostática. Tales pares iónicos pueden crecer por el agregado de iones o pares 
de iones, constituyendo agrupaciones iónicas que forman un núcleo cuyo tamaño permite que pueda 
separarse. Este es un tamaño crítico por encima del cual continuará creciendo y formará una partícula 
con una estructura cristalina definida. Por debajo de este tamaño crítico, las agrupaciones se separan 
más rápidamente de lo que crecen. 
La formación de precipitados sigue una secuencia de pasos que son: nucleación, crecimiento y 
envejecimiento. 
La nucleación es la etapa en la cual los iones en solución chocan en posiciones correctas dando origen 
al núcleo, dentro de la disolución madre. Si la precipitación es rápida, se forman muchos núcleos que 
darán origen a muchos cristales pequeños de baja pureza, difíciles de separar del líquido sobrenadante. 
Para favorecer la formación de pocos núcleos de precipitación (por ende cristales más grandes, puros y 
fáciles de separar) conviene seguir los siguientes consejos que son adecuados para la mayor parte de 
los precipitados: 
 Aumentar la temperatura de los reactivos (si es que la solubilidad de las sustancias usadas 
aumenta al aumentar la temperatura). 
 Agregar el reactivo precipitante gota a gota y con agitación. 
 Utilizar volúmenes grandes de solución para que las concentraciones se mantengan bajas, 
o agregar solvente para tener los reactivos más diluidos. 
El crecimiento cristalino comienza luego de formado el núcleo, se le van incorporando capa por capa 
partículas afines. Debe ocurrir lentamente para que los cristales sean más grandes y puros. 
El envejecimiento, maduración o digestión ocurre cuando se deja el precipitado un período de tiempo 
en contacto con las aguas madres. Según el tipo de precipitado éste procedimiento es adecuado 
porque permite que el cristal siga creciendo y se purifique por intercambio. 
 
PRECIPITACIÓN POR MEZCLA DE DISOLUCIONES: 
Si se mezclan disoluciones de compuestos iónicos solubles, se formará precipitado si el producto de las 
concentraciones de los iones (producto iónico) es mayor que el producto de solubilidad de la sustancia 
escasamente soluble. 
 
 
 
 
82 
 
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La precipitación de compuestos insolubles a partir de la mezcla de soluciones es un recurso muy 
utilizado en el laboratorio, y muchas técnicas de análisis se basan en ello. Éstas técnicas generan un 
precipitado que luego debe ser separado del medio de reacción. Para ello, puede recurrirse a la 
filtración, proceso por el cual se separa un sólido de un líquido, interponiendo un medio poroso (papel 
de filtro, algodón, tela, etc.) que retenga las partículas. 
La filtración es una técnica que admite numerosas variables, tales como temperatura, tamaño de poro 
del medio filtrante, diferencia de presión entre ambas caras de este material filtrante, etc. La versión 
más sencilla implica el uso de un embudo sobre el cual se coloca un papel de filtro que actúa como 
medio filtrante. Los embudos pueden ser de vidrio o plástico, tienen forma cónica y suelen tener en el 
interior del cono estrías rectas o espiraladas que favorecen el desplazamiento del líquido: 
 
 
 
La técnica se describe con más detalles en la guía de actividades de laboratorio “Manipulaciones 
Generales”. 
 
 
 
 
 
83 
 
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Se desea separar el catión Ag (I) presente en una disolución de nitrato de plata por precipitación. Para 
ello se dispone de una solución de cloruro de sodio. 
Una vez formado el precipitado, será necesario separarlo del medio de reacción por filtración, a la vez 
que se realizan pruebas que permitan establecer que la precipitación ha sido completa, y que el 
precipitado es puro 
 
1. SEPARACIÓN DE IONES POR PRECIPITACIÓN Y 
FILTRACIÓN 
8) Colocar el papel en el embudo y humedecerlo con agua destilada para que se adhiera en el borde 
superior. 
7) Pesar el papel de filtro vacío y registrar el valor (m papel vacio). 
6) Preparar un papel de filtro plegándolo en forma cónica (cuidar que no sobresalga del embudo y que 
su tamaño permita contener la cantidad de precipitado a obtener). 
5) Dejar en reposo hasta que alcance temperatura ambiente. 
4) Agregar gota a gota, y agitando con varilla de vidrio, el volumen calculado de reactivo precipitante 
con un 10% de exceso. 
3) Medir con una volpipeta el volumen de disolución a precipitar y colocarla en un vaso de precipitado. 
Agregar agua destilada y calentar sin llegar a ebullición (para que no se produzcan proyecciones y se 
pierdareactivo). 
2) Determinar el grado de desplazamiento de la reacción y realizar el cálculo del volumen de solución de 
cloruro de sodio (reactivo precipitante) correspondiente al volumen de solución de nitrato de plata 
(solución a precipitar). 
1) Plantear la ecuación química que represente la reacción de precipitación. 
ACTIVIDADES 
 
 
 
 
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12) Verificada la prueba negativa, trasferir el precipiutado al papel de filtro con ayuda de 
pequeños volúmenes de agua. Deja escurrir. 
11) Lavar el precipitado que queda con una pequeña porción de agua destilada, dejando 
decantar y filtrando el sobrenadante. Repetir el lavado varias veces. Para comprobar si el lavado 
ha permitido descartar el exceso de reactivo precipitante se realiza una prueba auxiliar. Para ello 
recoger algunas gotas de filtrado en un tubo de ensayo y agregar disolución a precipitar: 
(+) Si aparece turbidez o precipitado, entonces 
todavía existe reactivo precipitante, por lo que 
debe repetirse el lavado hasta que la prueba 
sea negativa. 
(-) Si no se observan cambios, entonces ya no 
hay reactivo precipitante. 
10) Verificada la precipitación completa, se filtra todo el sobrenadante, dirigiendo el líquido 
sobre la pared triple del filtro con ayuda de la varilla de vidrio, cuidando no superar la capacidad 
del papel. El filtrado se recibe en un erlenmeyer para luego ser descartado. 
9) Filtrar unas gotas de sobrenadante, recogiendo el líquido filtrado en un tubo de ensayo para, 
con una reacción auxiliar, comprobar si la precipitación ha sido completa. Se agrega sobre ese 
volumen gotas de reactivo precipitante y se observa : 
(+) Si aparece turbidez o precipitado, entonces 
la precipitación no ha sido completa y se debe 
agregar en el vaso de precipitado más reactivo 
precipitante. 
(-) Si no se observan cambios, entonces la 
precipitación ha sido completa y se puede 
proceder al filtrado. 
 
 
 
 
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17) Conociendo los volúmenes inicales de las soluciones de reactivos y sus concentraciones, 
calcular el rendimiento de la operación. 
16) Calcular la masa de precipitado obtenido por diferencia entre las masas de papel vacío y con 
precipitado. 
15) Volver a colocar en estufa y repetir la operación de pesada hasta que ek valor de la masa 
permanezca constante. 
14) Retirar de la estufa, dejar enfriar dentro de un desecador y pesar. Registrar el valor de la 
masa de papel con precipitado (m papel con precipitado). 
13) Retirar el papel de filtro, abrirlo, colocar sobre un trozo de papel blanco rotulado y llevar a 
estufa a 105 ºC durante 20 minutos. 
 
 
 
 
86 
 
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En la mesada encontrarás disoluciones acuosas de diferentes sustancias a partir de las cuales se quiere 
obtener compuestos insolubles. Utilizando la información disponible en el compendio de datos, 
determina cuáles mezclas darán lugar a la formación de precipitados. Luego verifica prácticamente la 
predicción. 
 
 
 
 
 
 
En un tubo de ensayo mezclar 3 mL de la solución saturada de hidróxido de calcio con 1 mL de NaOH 3 
M. Observar y justificar lo ocurrido mediante cálculos adecuados. 
 
 
 
 
 
2. FORMACIÓN DE COMPUESTOS INSOLUBLES. 
3.- PREDICCIÓN DE PRECIPITACIÓN 
 
 
 
 
87 
 
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1) Para la técnica operatoria implementada para la separación de iones de una solución por 
precipitación, estime cómo afectará al rendimiento ( aumenta, no varía, disminuye): 
a. Perder precipitado durante el procesamiento. 
b. No realizar la prueba para verificar la completa precipitación. 
c. Transferir el precipitado al filtro sin haberlo lavado. 
d. Usar una volpipeta de doble aforo como si fuese de simple aforo para la medición de la 
solución a precipitar. 
e. No secar el precipitado hasta pesada constante. 
2) Se pretende separar por precipitación el ión oxalato presente en 25 ml de disolución de Na2C2O4 
4,65 % m/V utilizando una disolución de BaCl2 5,78 %m/V. 
a. Plantear la ecuación molecular e iónica que represente la reacción de precipitación. 
b. Justificar el sentido y grado de desplazamiento de la reacción. 
c. Calcular el volumen de reactivo precipitante necesario. 
d. Calcular la masa de precipitado obtenida. 
e. Describir las pruebas a realizar para: 
i. Verificar que la precipitación haya sido completa. 
ii. Verificar que el precipitado no contenga reactivo precipitante. 
3) Se hacen reaccionar 5,08 g de una disolución de ácido sulfúrico con una disolución de cloruro de 
calcio, obteniendo 5 g de precipitado. 
a. Plantear la ecuación molecular e iónica. 
b. Calcular el %m/m de la disolución ácida. 
c. Si se deberían haber obtenido 5,5 g de precipitado ¿cuál sería el rendimiento? 
4) Se pretende separar los iones Pb (II) de una solución de nitrato de plomo (II) por precipitación. 
¿Cuál de las siguientes soluciones elegiría como reactivo precipitante? Justifique su elección. 
a. Cromato de potasio 
b. Acetato de sodio 
5) ¿Cuál es la máxima concentración de cloruros que puede tener el agua utilizada como solvente 
para preparar una disolución de nitrato de plata 0,003 M sin que ocurra precipitación? 
6) Ordenar las soluciones saturadas de las siguientes sales en orden decreciente de la 
concentración de Ag+: 
AgCl Kps = 10-10 Ag2S Kps = 6 .10
-50 
AgI Kps = 8.10-17 Ag2CrO4 Kps = 10
-12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PARA PENSAR Y DISCUTIR 
 
 
 
 
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QUÍMICA GENERAL - QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
Guía de Clases de Laboratorio 
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FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 
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En el estudio de las reacciones ácido – base en disolución acuosa, las magnitudes más importantes son 
las concentraciones de los iones hidrógeno (H+, también llamado “protón”) y de los iones hidróxido 
(OH-, también llamado “oxhidrilo”). Dado que en general estas concentraciones son muy bajas, y que a 
principios del Siglo XX resultaba complicado trabajar con números muy pequeños, Soren Sorensen 
propuso en 1909 una medida más práctica llamada pH. El pH de una disolución acuosa se define como: 
  HpH log
 o lo que es lo mismo, 
  pHH  10
 
De esta manera, el pH de una disolución acuosa está dado por el logaritmo negativo de la 
concentración molar del ión hidrógeno. 
Del mismo modo, se puede definir el pOH de una disolución acuosa como: 
  HpOH log o lo que es lo mismo,  
pOHOH  10
 
De esta manera, el pOH de una disolución acuosa está dado por el logaritmo negativo de la 
concentración molar del ión hidróxido. 
En el agua pura, a 25 ºC, las concentraciones de los iones H+ y OH- son iguales, y se encuentra que: 
[H+] = [OH-] = 1.0 x 10-7 M 
Entonces, es posible calcular el valor de la constante de equilibrio para la reacción de ionización del 
agua: 
H2O H
+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1.0 x 10-14 
 A esta expresión se la conoce como producto iónico del agua, y a su constante Kw (la “w” deriva 
de la palabra “agua” en inglés, “water”) se la denomina constante del producto iónico del agua. 
Según la notación de Sorensen, se puede escribir: 
pKw = pH + pOH = 14,00 
De aquí se deduce que el pH de una disolución siempre estaráentre 0,00 y 14,00. Si 0<pH<7, se dice 
que la disolución es ácida; si 7<pH<14 la disolución es básica o alcalina, y si pH=7, la disolución es 
neutra. 
 
EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE (1° parte) 
INTRODUCCIÓN 
 
 
 
 
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De este modo, se deduce también que para el agua pura a 25ºC: 
pH = pOH = 7,00 
En el caso de una disolución (en la que el agua no es pura), los valores de [H+] y [OH-] pueden variar, 
pero siempre se cumple la relación del producto iónico del agua, es decir, siempre 
[H+] x [OH-] = 1.0 x 10-14, y pKw = 14,00. 
 
Si [H+] > 10-7 M , [OH-] < 10-7 M entonces pH<7<pOH => la Solución es Ácida 
Si [H+] = 10-7 M , [OH-] = 10-7 M entonces pH=7=pOH => la Solución es Neutra 
Si [H+] < 10-7 M , [OH-] > 10-7 M entonces pH>7>pOH => la Solución es Básica o Alcalina 
De esta manera se puede clasificar a las disoluciones acuosas de las sustancias en ácidas, neutras o 
básicas, en función de la tendencia que tenga dicha sustancia a ceder protones u oxhidrilos 
(ionización). A su vez, los ácidos y bases pueden clasificarse en función de la magnitud de esa tendencia 
a ionizarse en solución acuosa. Es así que se tendrán ácidos y bases fuertes y débiles. Las sales también 
pueden clasificarse en ácidas, neutras o básicas, dependiendo de los ácidos y bases que les han dado 
origen y cuyos iones las conforman. 
 
ACIDOS FUERTES 
Se considera que el ácido AH es un ácido fuerte si en disolución acuosa se encuentra ionizado en su 
totalidad. La reacción involucrada es: 
AH A- + H+ 
  
 AH
HA
Ka


 
Ka se denomina constante de acidez. En este caso, Ka>>102 y el equilibrio de ionización del ácido se 
encuentra ampliamente desplazado hacia los productos. Al anión A- se lo denomina base conjugada. 
Ejemplos de ácidos fuertes: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4. 
BASES FUERTES 
Se considera que la base BOH es una base fuerte si en disolución acuosa se encuentra ionizada en su 
totalidad. La reacción involucrada es: 
BOH B+ + OH- 
  
 BOH
OHB
Kb


 
Kb se denomina constante de basicidad. En este caso, Kb>>102 y el equilibrio de ionización del ácido se 
encuentra ampliamente desplazado hacia los productos. 
Ejemplos de bases fuertes: NaOH, KOH, Ba(OH)2. 
 
ACIDOS DÉBILES 
Se considera que el ácido AH es un ácido débil si en disolución acuosa se encuentra parcialmente 
ionizado. La reacción involucrada es: 
AH A- + H+ 
  
 AH
HA
Ka


 
En este caso Ka<10-2, y el desplazamiento del equilibrio puede establecerse a partir del parámetro que 
se denomina grado de ionización, y que indica la fracción de moléculas AH que se encuentran 
ionizadas. Suponiendo que la concentración inicial de AH es c, entonces tenemos que: 
 
 
 
 
 
 
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 AH A
- + H+ 
Inicio 
c 0 0 
Equilibrio 
c-x x x 
 
De esta manera, α se define como: 
x
c

 
Ejemplos de ácidos débiles: CH3COOH (ácido acético), HF, HNO2, HCN. 
 
BASES DÉBILES 
Se considera que la base BOH es una base débil si en disolución acuosa se encuentra parcialmente 
ionizada. La reacción involucrada es: 
BOH B+ + OH- 
  
 BOH
OHB
Kb


 
En este caso Kb<10-2, y también puede calcularse el grado de ionización del mismo modo que en el caso 
de los ácidos débiles. 
Ejemplos de bases débiles: NH3, Fe(OH)2. 
 
MÉTODOS VOLUMÉTRICOS DE ANÁLISIS: LA TITULACIÓN 
Cuando se analiza una muestra primero se identifican sus componentes y luego se los cuantifica; 
dentro de los métodos de análisis cuantitativo se encuentra el método volumétrico, en el cual, la 
concentración de la sustancia se determina por titulación o valoración. Esta operación consiste en 
agregar desde una bureta una disolución de reactivo de concentración perfectamente conocida 
(solución valorada) hasta que toda la sustancia a investigar haya reaccionado. Este momento, llamado 
PUNTO DE EQUIVALENCIA, es donde se encuentran cantidades equivalentes de la disolución valorada y 
la disolución incógnita, o sea, que: 
Moles A = Moles B (siempre recordando la estequiometría de la reacción y para este ejemplo es mol a 
mol). 
VA MA = VB MB 
Donde V = volumen y M = molaridad de las disoluciones A y B. 
Entonces si A es la solución valorada: VA es el volumen de A que se gasta para titular a B (se encuentra 
en la bureta) y MA es la molaridad de la solución valorada. VB es el volumen de la solución cuya 
concentración se quiere determinar (se coloca en el erlenmeyer), este dato se conoce, y MB es la 
incógnita. Despejando de la ecuación anterior se obtiene: 
MB = VA MA ÷ VB 
El punto de equivalencia de la reacción muchas veces no puede detectarse en forma directa, por lo que 
hace falta contar con un sistema auxiliar, llamado SISTEMA INDICADOR, 
Según el tipo de reacción que se produzca, los métodos volumétricos se clasifican en: 
• Volumetría por neutralización. 
• Volumetría por óxido reducción. 
• Volumetría por formación de complejos. 
• Volumetría por precipitación. 
 
 
 
 
 
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En general para cualquiera de ellos es necesario que la reacción cumpla con una serie de requisitos: 
• Reacción rápida. 
• Reacción cuantitativa. 
• Que se disponga de sistema indicador adecuado. 
• Que otras sustancias presentes no interfieran en la reacción. 
• Que no se produzcan reacciones laterales. 
• Etc. 
Estos métodos requieren del uso de soluciones de concentración conocida o “valoradas”, que pueden 
ser: 
 
 
 Solución Patrón Primario (SPP): se prepara por pesada en balanza analítica de una sustancia patrón 
primario y posterior disolución, llevando a volumen exacto en matraz aforado. Por cálculo se 
obtiene directamente la concentración. Una sustancia patrón primaria (SPP) es una sustancia de 
alta pureza que por reacción estequiométrica, es usada para establecer la fuerza reaccionante 
(concentración o título) de una solución titulante, o es usada para preparar soluciones de 
concentración exactamente conocida, llamadas soluciones patrón primario (SPP), (IUPAC 1978). En 
general una SPP debe cumplir con una serie de requisitos: 
a) Pureza superior al 99,98% 
b) Fácil de obtener, purificar y secar. 
c) Sustancia estable de composición definida. 
d) No debe ser tan higroscópica que absorba agua durante la pesada. 
e) Debe ser posible de analizar cuantitativamente sus impurezas con ensayos cualitativos 
de sensibilidad conocida. 
f) Sustancia que pueda analizarse con exactitud. 
g) Debe ser capaz de dar las reacciones deseadas mediante un proceso único, bien 
definido y esencialmente completo. 
Un estándar primario para soluciones de ácidos es el carbonato de sodio Na2CO3, un compuesto sólido. 
El carbonato de sodio es una sal. Sin embargo, como las bases pueden definirse de manera amplia 
como sustancias que reaccionan con iones hidrógeno, puede considerarse una base. 
H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + CO2 + H2O 
Para obtener soluciones de bases de concentración exactamente conocida se las estandarizan contra 
una sal ácida, el hidrógenoftalato de potasio KC6H4(COO)(COOH). Ésta se produce por neutralización de 
uno de los dos hidrógenos ionizables del ácido orgánico, o ácido ftálico (C6H4(COOH)2). Esta sal ácida 
conocida como KHP tiene un hidrógeno ácido el cual reacciona con las bases. El KHP se obtiene con 
facilidad con alto grado de pureza y es soluble en agua, por lo que se emplea como estándar primario 
para las bases. 
NaOH + KHP → NaKP + H2O Solución Patrón Secundario (SPS): se pueden preparar por pesada de una sustancia patrón 
secundario (SPS) o por dilución de una solución más concentrada. En ambos casos, deben ser 
valoradas frente a una solución patrón primario y luego así recibirán el nombre de patrón 
secundario. Una sustancia patrón secundaria (SPS) es aquella que no cumple con uno o con varios 
de los requisitos anteriormente nombrados y cuyo contenido de agente activo se determina por 
normalización con una SPP; se utilizan para preparar las soluciones patrón secundario (SPS). 
 
 
 
 
 
 
 
 
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VOLUMETRÍA POR NEUTRALIZACIÓN: 
La reacción que se produce es entre un ácido (HA) y una base (BOH) para formar una sal (AB) y agua. 
La ecuación iónica será: 
A- + H+ + B++ OH- A- + B+ + H2O 
O sea que la reacción que se produce es: 
H+ + OH- H2O 
El punto de equivalencia se alcanzará cuando los moles de la base igualen a los del ácido y viceversa (en 
este caso es mol a mol, sino tener en cuenta la estequiometría de la reacción), entonces se cumple 
que: 
 
VA MA = VB MB 
 
Donde VA MA son el volumen y molaridad del ácido y VB MB, volumen y molaridad de la base. Esta 
relación permite calcular la molaridad de la disolución ácida (o básica) conociendo la molaridad de la 
disolución patrón básica (o ácida) y los volúmenes respectivos. 
En la acidimetría se usa una disolución valorada alcalina y en la alcalimetría se usa una solución 
valorada ácida. 
Aquí solo estudiaremos titulaciones entre ácidos fuertes y bases fuertes, el resto de los ejemplo serán 
ampliados en Qca. Analítica I. 
 
ACIDIMETRÍA 
Se valora una disolución de HCl con una disolución de NaOH de concentración conocida, siendo la 
reacción que se produce mol a mol: 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
Cl- + H+ + Na++ OH- Cl- + Na+ + H2O 
De lo que se desprende que como el producto final de la reacción es agua, al llegar el punto de 
equivalencia el pH de la solución será 7 y que para poder detectarlo será necesario emplear un 
indicador como la fenolftaleína cuyo rango de viraje está entre 8 y 9,8. Esto quiere decir que por debajo 
de pH 8 la solución se mantendrá incolora y por encima de 9,8 la solución se tornará rosada. 
Este es un caso donde el punto de equivalencia de la reacción no coincide con el rango del indicador, ya 
que el indicador no virará hasta que no exista un ligero exceso de base, el cual es despreciable. 
Ej.: Si se hace un pequeño cálculo, vemos que realmente esto es despreciable: si tomamos como 0,05 
ml el volumen de una gota y la molaridad del NaOH es 0,1; estaríamos agregando un exceso de 0.005 
mol al pasarnos por una gota el punto de equivalencia. Entonces si calculamos el pH de esta solución 
que estará constituida por agua (producto de la neutralización del ácido con la base) más una gola de 
exceso de NaOH, sería pH = 14 + log 0,005 = 11,7 de aquí podemos concluir que ANTE EL EXCESO DE 
UNA SOLA GOTA EL INDICADOR VIRA, POR LO TANTO EL ERROR COMETIDO ES DESPRECIABLE. 
 
DETERMINACIÓN DEL pH DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA 
Para conocer el pH de una disolución acuosa existen varias alternativas: 
 Cálculo teórico: 
Conociendo las concentraciones de las especies presentes en la disolución, es posible calcular la [H+] y 
de allí el pH. Para esto se debe tener en cuenta la naturaleza de la sustancia, los equilibrios en 
disolución acuosa en los que participa y sus constantes. 
 Indicadores: 
Se trata de sustancias orgánicas que se comportan como ácidos o bases débiles y que poseen un color 
en su forma básica (In-) y otro en su forma ácida (InH). Este cambio de color se da en un determinado 
rango de pH que es característico de cada indicador (que se conoce como “rango de viraje”) y que es lo 
 
 
 
 
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que se utiliza para conocer el pH aproximado de una solución. Los indicadores pueden utilizarse 
líquidos o mediante cintas de papel que han sido impregnadas con uno o varios indicadores, que se 
conocen como “cintas de pH”. 
 
 
 Peachímetro: 
Es un instrumento empleado para medir el pH de una disolución. Aunque 
el diseño y la sensibilidad de los peachímetros son variables, sus 
componentes esenciales son un electrodo de vidrio, un electrodo de 
referencia y un voltímetro calibrado para poder leer directamente en 
unidades de pH. 
El electrodo de vidrio se basa en una propiedad singular de una 
fina membrana de un vidrio especial, que hace que se 
establezca un potencial a través de la membrana cuando ambos 
lados de la misma se hallan en contacto con disoluciones en las 
que las concentraciones de iones hidrógeno son diferentes. 
Durante su utilización, todo el electrodo se sumerge en la 
disolución de pH desconocido y así la membrana se halla en 
contacto con dos disoluciones, una de pH conocido y otro 
desconocido. 
La disposición es tal que la diferencia de potencial medida por 
el voltímetro se debe solamente a la diferencia de las 
concentraciones de ion hidrógeno en las dos disoluciones. 
Para poder medir el pH de una solución con un peachímetro, 
previamente hay que realizar una “calibración” del 
instrumento, utilizando soluciones de pH perfectamente 
conocidos. Para ello el peachímetro dispone de un sistema que 
permite ajustar la lectura del instrumento al pH de la disolución de calibración. 
 
 
 
 
 
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Se desea conocer la concentración de una solución de ácido clorhídrico. Para 
ello se decide realizar una volumetría ácido base. Se cuenta con soluciones de 
hidróxido de sodio y biftalato de potasio. 
 
PRIMERA PARTE: 
1) Colocar en la bureta la disolución de hidróxido de sodio elegida (previamente 
lavar y enjuagar la bureta con dicha solución, verificando el correcto 
funcionamiento del robinete). 
 
2) Colocar en un Erlenmeyer 10,00 ml de solución de HCl incógnita. Agregar 
indicador un agua destilada. 
 
 
 
 
1. DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES 
ACUOSAS DE ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES 
Se desea conocer el pH 
de disoluciones acuosas 
de diversos ácidos y 
bases fuertes y débiles: 
HCl 0,1 M 
NaOH 0,1 M 
HAc 0,1 M 
NH3 0,1M 
 
 
1) Determina experimentalemnte el valor del pH utilizando Indicador 
Universal de Yamada. Registra el resultado. 
2) Determina experimentalmente el valor del pH utilizando un 
peachímetro. Registra el resultado. 
3) Teniendo en cuenta la concentración de las disoluciones y los datos 
disponibles en tablas, calcula el pH teórico. 
4) Compara los resultados obtenidos. 
5) Clasifica las sustancias en ácidos y bases fuertes y débiles. 
2. DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE UN 
ÁCIDO POR TITULACIÓN 
ACTIVIDADES 
 
 
 
 
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3) Titular gota a gota con agitación hasta viraje del indicador. Si la base está muy concentrada con 
respecto al ácido, se gastará muy poco volumen de la bureta, incurriendo en un error experimental 
mayor. En ese caso, es conveniente realizar una dilución de la base para gastar un volumen mayor de la 
bureta. Para ello, de acuerdo al volumen y a la concentración de la disolución básica a preparar se 
calcula el volumen de base concentrada necesaria, se mide el volumen y se lo coloca en el matraz 
aforado, finalmente llevar a volumen y homogeneizar. 
 
4) Titular la disolución de hidróxidode sodio preparada, utilizando una SPP de Biftalato de potasio (KHP). 
Para ello, lavar la bureta con solución de NaOH diluido. Al llenarla cuidar que no queden burbujas y que 
el vástago esté totalmente lleno. La bureta se maneja con la mano izquierda, pasándola por detrás y 
tomando la válvula con la mano; el erlenmeyer se toma con la mano derecha, por la parte superior y se 
rota de manera que el líquido en su interior sea agitado constantemente durante toda la titulación. 
Cubrir el pie del soporte con un papel blanco para que luego al apoyar el erlenmeyer sobre este se 
observe bien el viraje. Colocar en el erlenmeyer 10,00 ml de la solución de KHP 0,1 M. Esto debe 
hacerse con volpipeta, ya que es necesario saber el volumen exacto de KHP que hemos colocando para 
luego referirlo en los cálculos. Finalmente agregar unos 20 a 30 ml de agua destilada (con el objeto de 
aumentar el volumen) y las gotas del indicador, en este caso fenolftaleína. Para titular se dejan caer 
gotas de la base sobre el KHP (SPP), se agita constantemente, tratando de observar la aparición del 
primer tinte rosado pálido permanente. Entonces en este momento se ha alcanzado el punto de final. 
Se procede a leer el volumen gastado en la bureta (para poder leer sacar las constantes de la bureta), se 
anota el dato. 
 
5) Repetir la titulación dos veces más o hasta obtener tres valores de volúmenes que no difieran en más de 
0,2 ml. 
 
6) Calcular la concentración de la base. 
 
SPP utilizada mL de SPP mL de base 
Molaridad de la 
base 
Molaridad de la 
base promedio 
 
 
 
 
SEGUNDA PARTE: 
1) Colocar en la bureta la disolución de hidróxido de sodio SPS (previamente lavar y enjuagar la bureta con 
dicha solución, verificando el correcto funcionamiento del robinete). 
2) Colocar en un Erlenmeyer 10,00 ml de solución de HCl incógnita. Agregar indicador un agua destilada. 
3) Titular gota a gota con agitación hasta viraje del indicador. 
4) Repetir la titulación dos veces más o hasta obtener tres valores de volúmenes que no difieran en más de 
0,2 ml. 
5) Almacenar las soluciones utilizadas. 
 
 
 
 
 
 
 
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Ácido incógnita 
utilizado 
mL de ácido mL de base 
Molaridad del 
ácido 
Molaridad del 
ácido promedio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1) ¿Coinciden los valores de pH medidos en un mismo tubo con diferentes métodos? ¿Y 
entre los medidos y el calculado? ¿A qué puede atribuir esas diferencias? 
2) ¿Qué método de medición del pH le resulta más confiable? ¿Qué desventajas tienen los 
demás con respecto a él? 
3) Elabore una técnica operatoria que le permita determinar experimentalmente la 
constante de acidez de un ácido débil. 
4) ¿Qué diferencia hay entre punto de equivalencia y punto final de la reacción? 
5) ¿Qué evidencia hay de que se ha llegado al punto final de la reacción? 
6) ¿Cuál es la diferencia entre una SPP y una SPS? 
7) ¿Por qué en ambas titulaciones el NaOH se coloca en la bureta? 
8) Proponer una razón de porqué al cabo de un tiempo los erlenmeyers coloreados se 
vuelven incoloros. 
9) Busca y explica brevemente que otros métodos se usan en el laboratorio para determinar 
la concentración de soluciones. 
 
 
PARA PENSAR Y DISCUTIR 
 
 
 
 
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pH DE SALES 
Una sal es un compuesto iónico formado por reacción de un ácido fuerte o débil con una base fuerte o 
débil. Se dice que las sales son electrolitos fuertes porque al disolverse en agua se disocian en sus iones 
constituyentes: 
BA A- + B+ 
Los iones provenientes de ácidos o bases débiles participarán en un equilibrio de hidrólisis del agua 
para generar los ácidos o bases débiles que les dieron origen: 
A- + H2O HA + OH
- 
B+ + H2O BOH + H
+ 
A la constante correspondiente a estos equilibrios se la denomina constante de hidrólisis (Kh): 
  
 


A
OHHA
Kh
 y 
  
 


B
BOHH
Kh
 
Los iones provenientes de ácidos o bases fuertes no participan de éstos equilibrios de hidrólisis y 
permaneces como iones en la disolución. 
De esta manera, la naturaleza de iones que conforman la sal determinará las concentraciones de 
protones y oxhidrilos de la disolución. 
 
Tipo de sal Iones que 
hidrolizan 
Relación entre 
[H+] y [OH-] 
Ejemplos 
Ácido fuerte + base fuerte Ninguno [H+] = [OH-] NaCl, KI KNO3, BaCl2 
Ácido fuerte + base débil Catión [H+] > [OH-] NH4Cl, NH4NO3 
Ácido débil + base fuerte Anión [H+] < [OH-] CH3COONa, KNO2 
Ácido débil + base débil Catión y Anión Depende de las Kh NH4NO2, NH4CN 
 
MEZCLA DE DISOLUCIONES – CARÁCTER ÁCIDO BASE 
Para la determinación del carácter acido-base de una solución que se obtiene de mezclar dos reactivos, 
el primer paso es verificar si en la misma existe reacción (ácidos con bases) o no (solo ácidos o solo 
bases). 
 
 
 
 
EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE (2° parte) 
INTRODUCCIÓN 
 
 
 
 
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Para el caso particular que se pueda predecir una reacción química entre los constituyentes de la 
mezcla se deberá plantear el equilibrio ácido-base que interviene para conocer si el mismo será o no 
favorable termodinámicamente. Para ello se deberá calcular la Keq de la reacción global y de esa 
manera se podrá concluir que si la reacción es favorable hacia la formación de los productos (>>>>Keq), 
los mismos determinaran el carácter ácido-base de la mezcla y por el contrario si toma un valor 
pequeño estará determinado por los reactivos. Consideremos siempre relaciones estequiométricas en 
equilibrios acuosos. 
La predicción teórica del carácter ácido-base podrá realizarse considerando solamente los equilibrios 
que se ponen en juego a partir de los productos formados. 
Con la finalidad de comprender mejor esto, supongamos que se mezclan cantidades equimoleculares 
de ácido fosfórico y amoniaco: 
H3PO4 + NH3 H2PO4
- + NH4
+ 
Siendo el valor de la Keq= 1,35.106, podemos afirmar que la reacción se desplaza a la derecha y el 
carácter ácido-base estará determinado por los equilibrios que ocurran en solución a partir de los 
productos formados: 
 
1- H2PO4
- + H2O ↔ H3PO4 + OH
- Keq= 1,33.10-12 
2- H2PO4
- ↔ HPO4
2- + H+ Keq= 6,2.10-8 
3- H2PO4
- ↔ PO4
3- + 2H+ Keq= 6,2.10-20 
4- NH4
+ ↔ NH3 + H
+ Keq= 5,5.10-11 
5- H2O ↔ OH
- + H+ Keq= 10-14 
 
De los equilibrios que participan, el de mayor fuerza (2) permitiría predecir teóricamente el carácter 
ácido-base de la solución resultante. 
Por tratarse de equilibrios acuosos, siempre se debe referenciar con la constante de equilibrio del agua. 
NOTA: los cálculos termodinámicos de cada equilibrio en las mezclas reactivas ácido-base y su 
interpretación, serán explicados por tu docente de trabajos prácticos y serán una herramienta muy útil 
al inicio del cursado de química inorgánica 
 
SOLUCIONES REGULADORAS 
La concentración de iones hidrógeno de la mayoría de las solucione cambia fácilmente ante la menor 
contaminación. Muchas veces es de gran importancia impedir que esto ocurra. Por ejemplo, muchos 
experimentos diseñados para estudiar reacciones biológicas requieren que la concentración de iones 
hidrógeno se mantenga dentro de ciertos límites estrechos. Para lograr esto, se recurre a disoluciones 
reguladoras,llamadas también disoluciones tampón, buffer o amortiguadoras. 
Una disolución reguladora es aquella que tiene la capacidad de resistir los cambios de pH ante la 
adición de pequeñas cantidades tanto de ácido como de base, y están formadas por dos componentes, 
un ácido o base débil y su sal correspondiente. 
El intervalo de pH en el que la disolución reguladora actúa como tal se denomina intervalo de 
regulación, y está relacionado con la siguiente expresión: 
 
Intervalo de Regulación = pKa ± 1,00 
pKa corresponde a la constante de acidez del ácido débil que forma parte de la disolución reguladora. 
En el caso de que la solución reguladora esté formada por una base débil, se utiliza el pKb. 
Para preparar una solución reguladora, debe escogerse un ácido o base débil cuyos pKa o pKb sean 
cercanos o iguales al pH de la disolución que se quiere regular. Una vez seleccionados los componentes 
(el ácido o base débil y su sal), se deben calcular las concentraciones de cada uno de ellos que debe 
tener la solución. Para ello es útil la ecuación de Henderson – Hasselbalch: 
 
 
 
 
 
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 
 ácido
conjugadabase
pKapH log
 
 
Esta ecuación permite obtener la relación entre las concentraciones de ácido y de base conjugada 
(proveniente de la sal) con que se debe preparar la disolución reguladora para que tenga un 
determinado pH. Notar que si las concentraciones de ácido y de base conjugada son iguales, el pH de la 
disolución reguladora es igual al pKa. 
Supongamos que tenemos una disolución reguladora formada por el par HA/A- en una concentración 
1,0 M de cada uno. Si la disolución reguladora se perturba agregando 0,10 moles de un ácido fuerte, se 
producirá una reacción de neutralización de los protones del ácido fuerte con la base conjugada del 
ácido según: 
A- + H+ HA 
Es evidente que se produce una disminución en el número de moles de la base conjugada en 0,1 moles 
y un aumento en el número de moles del ácido de 0,1 moles. Utilizando la expresión de Ka para el 
ácido débil HA, podemos evaluar el impacto de esta perturbación en el pH de la disolución. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Determina que cantidad de solución de hidróxido de sodio 0,25 mol/L se deberá agregar a 5 mL de una 
solución 0,1 mol/L de ácido acético para que reaccionen de manera equimolecular. Luego realiza la 
experiencia en un tubo de ensayo y mide con cinta su pH. 
Justifica el hallazgo experimental con la predicción teórica del carácter ácido-base 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES 
ACUOSAS DE SALES 
Se desea conocer el pH 
de disoluciones acuosas 
de diversas sales: 
NaCl 0,1M 
NaAc 0,1M 
NH4Cl 0,1 M 
NH4Ac 0,1 M 
 
1) Identifica las sales cuyas disoluciones se encuentran en la mesada. 
2) Determina experimentalmente el valor del pH de dichas disoluciones 
utilizando indicador universal. 
3) Justifica los resultados obtenidos en base a ecuaciones químicas 
apropiadas. 
3. CARÁCTER ÁCIDO - BASE DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA. 
ACTIVIDADES 
 
 
 
 
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3. SOLUCIONES REGULADORAS 
Se desea preparar una 
solución reguladora y 
verificar su 
funcionamiento. Para 
ello se dispone de agua 
destilada y de 
soluciones acuosas 0,1 
M de: 
ácido clorhídrico 
hidróxido de sodio 
cloruro de sodio 
ácido acético 
acetato de sodio 
1) Señala qué combinaciones de soluciones formarán soluciones 
reguladoras. Justifica con reacciones. 
2) Elige una solución reguladora de las listadas en el ítem anterior y 
prepárala mezclando volúmenes iguales de las soluciones disponibles. 
Mide el pH de las diluciones y de la solución reguladora con cinta de pH. 
3) Prepara una batería de seis tubos de ensayo. Agrega a 3 de ellos 9 mL 
de solución reguladora, y a los otros 3 agrega 9 mL de solución de 
cloruro de sodio 0,1 M. 
4) A los tubos que contienen solución reguladora agrega 1 mL de una de 
las siguientes soluciones: solución de ácido clorhídrico 0,1 M, solución 
de hidróxido de sodio 0,1 M y agua destilada. Mide el pH de las 
soluciones resultantes de la mezcla. 
5) Repite el paso 4) con los tubos que contienen solución de cloruro de 
sodio 0,1 M. 
5) Calcula el pH teórico de la solución reguladora, de la solución de 
cloruro de sodio 0,1 M y de las soluciones resultantes de las mezclas. 
Compara con los datos experimentales y concluye. 
 
 
 
 
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1) Escribir el equilibrio que tiene lugar en una solución acuosa de KNO2. Indicar, justificando la 
respuesta, qué ocurrirá con el equilibrio, con la constante de hidrólisis y con el pH cuando: 
a. se agrega agua 
b. se agrega KOH 
c. se agrega HCl 
d. se agrega más sal 
e. se enfría el sistema 
f. se agrega HNO2 
2) Se mezclan cantidades equimoleculares de solución de carbonato de sodio y ácido sulfúrico. 
Determinar el carácter ácido base de la mezcla resultante. 
3) Indicar cuál/es de los siguientes pares de sustancias puede ser útil para preparar una disolución 
reguladora: 
a. KH2PO4 / H3PO4 
b. NaClO4 / HClO4 
c. Na2CO3 / HNO2 
d. NH3 / NH4NO3 
e. KCl / HCl 
4) Un estudiante desea preparar una disolución reguladora a pH = 8.60. ¿Cuál de los siguientes 
ácidos débiles puede escoger y por qué? 
a. HA (Ka = 2.7x10-3) 
b. HB (Ka = 4.4x10-6) 
c. HC (Ka = 2.6x10-9) 
 
 
PARA PENSAR Y DISCUTIR 
 
 
 
 
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REACCIONES REDOX 
Las reacciones de óxido-reducción se producen en todas las áreas de la química; esto es de gran interés 
tanto para la biología como la bioquímica ya que muchos procesos metabólicos son de tipo redox. 
Actualmente se define a la oxidación como al proceso mediante el cual una especie química pierde 
electrones (aumenta el número de oxidación) y a la reducción como al proceso por el cual una especie 
química gana electrones (disminuye el número de oxidación). La especie que se oxida es el agente 
reductor y la que se reduce es el agente oxidante. 
La especie que cede electrones, es decir, la que se oxida se denomina agente reductor. 
La especie que gana electrones, es decir, la que se reduce se denomina agente oxidante. 
La oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. No puede ocurrir una sin la otra. Los electrones 
se transfieren directamente desde el agente reductor hasta el agente oxidante. Al estudiar una 
reacción redox se piensa en ella como la suma de dos reacciones independientes, llamadas 
semirreacciones, una que representa el proceso de oxidación y otra el de reducción. 
 
PILAS 
Si se pudiera separar físicamente el agente oxidante del agente reductor, sería posible que la 
transferencia de electrones se diera a través de un medio conductor externo. De esta manera, al 
progresar la reacción, se produciría un flujo constante de electrones y por lo tanto se generaría 
electricidad o más precisamente trabajo eléctrico. 
Con esta entrega indirecta, conseguimos un flujo espontáneo de electrones desde un electrodo al otro, 
o sea, un generador de corrientellamado habitualmente pila galvánica o voltaica. 
El electrodo donde se produce la oxidación se denomina ánodo, y el electrodo donde se produce la 
reducción, cátodo. 
De esta manera cualquier reacción redox espontánea puede utilizarse para construir una pila galvánica. 
El voltaje obtenido depende de la reacción empleada y de las concentraciones de las sustancias que 
tengamos. 
El voltaje, o fuerza electromotriz (f.e.m.), suministrado por una pila galvánica, que designaremos por 
EPILA, mide la diferencia de potencial entre sus dos electrodos: 
 
EPILA = ECAT - EAN 
 
En una pila galvánica, el cátodo está cargado positivamente con respecto al ánodo, por lo cual 
 
ECAT > EAN. 
 
 
 
ELECTROQUÍMICA 
INTRODUCCIÓN 
 
 
 
 
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Desde luego, el potencial de los electrodos, y por tanto la f.e.m. de la pila, depende de las 
concentraciones de todas las especies que intervienen en las semirreacciones de electrodo. Se 
denomina fuerza electromotriz estándar o normal, y se simboliza por EPILA, al valor de EPILA cuando la 
concentración de todos los iones implicados en la reacción de la pila es 1 M, la presión de los gases, 1 
atm, y la temperatura, 25 C. 
Si conociéramos los potenciales estándar del cátodo y del ánodo, su diferencia nos daría la fuerza 
electromotriz estándar de la pila: 
 
EPILA = ECAT - EAN 
 
Recordemos que en una reacción química el valor de la constante de equilibrio K nos está indicando el 
sentido y magnitud del desplazamiento de la misma y los valores de energía libre de Gibbs nos dan 
información sobre la espontaneidad de la reacción, existe una ecuación que relaciona ambos valores : 
 
G = - RT ln K y además - G = - nF E 
 
Por lo tanto toda reacción cuya fem sea mayor que cero dará lugar a un G  0 y la reacción será 
espontánea (K1,desplazada a la derecha); en tanto que cuando la fem sea menor que cero, el G  0 y 
la reacción no será espontánea (K 1,desplazada hacia la izquierda). 
En un sentido estricto hablaremos de reacciones posibles desde el punto de vista termodinámico ya 
que como sabemos en toda reacción química hay factores cinéticos que pueden hacer que una 
reacción con un potencial total mayor que 0, no ocurra o sea muy lenta. 
Los potenciales normales pueden expresarse bajo la forma de Diagramas de Latimer. En ellos el valor 
del potencial normal (en voltios) se escribe sobre una línea horizontal que conecta especies del 
elemento en sus diferentes estados de oxidación. La forma más oxidada del elemento se escribe en la 
parte izquierda, y hacia la derecha aparecen, sucesivamente, los estados de oxidación inferiores. La 
conversión del diagrama de Latimer en una semirreacción implica su ajuste incluyendo las especies 
presentes en disolución acuosa de acuerdo al medio en que se desarrolla la reacción. De esta forma los 
diagramas de potenciales en medio ácido corresponden a pH= 0 y los de medio básico a pH= 14. 
 
ELECTRÓLISIS 
La Electrólisis es un proceso en que se utiliza energía eléctrica para provocar una reacción redox no 
espontánea. 
Igual que en una pila galvánico, el electrodo donde se produce la reducción se llama cátodo y el 
electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo. 
En una cuba de electrólisis, el cátodo es negativo y el ánodo es positivo, mientras que en una pila 
galvánica es al revés. 
 
BALANCE DE REACCIONES REDOX 
Existen dos métodos que permiten ajustar cualquier reacción REDOX siguiendo una serie de pasos 
sistemáticos: el Método del número de oxidación y el Método del ión electrón. Ambos métodos se 
basan en que el número total de electrones ganados en la reducción es igual al total de electrones 
cedidos en la oxidación. 
Es preciso que todas las ecuaciones balanceadas cumplan con dos criterios: 
 Debe haber balance de masa. Es decir, debe haber el mismo número de átomos de cada tipo tanto 
en los reactivos como en los productos. 
 Debe haber balance de cargas. Las sumas de las cargas reales en el lado izquierdo y derecho de la 
ecuación deben ser iguales. 
 
 
 
 
105 
 
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1. FUERZA OXIDANTE Y FUERZA REDUCTORA 
Sobre la mesada se 
encuentran una serie de 
goteros conteniendo 
diferentes soluciones 
acuosas de sustancias 
cuya capacidad para 
participar en procesos 
redox se pretende 
determinar. 
1) Identifica las sustancias cuyas disoluciones se encuentran en la 
mesada. Escribe las especies que las forman según como se presentan 
en solución acuosa. 
2) Determina el número de oxidación del átomo central y clasifícalas en 
agentes oxidantes y reductores. 
3) Selecciona combinaciones apropiadas de dichas sustancias que 
podrían dar lugar a procesos redox. 
4) Verifica experimentalmente lo propuesto en el ítem anterior. Para ello 
utiliza tubos de ensayo y gotas de ácido sulfúrico para acidificar el 
medio. Describe los cambios ocurridos. 
5) Justifica los resultados obtenidos en base a ecuaciones químicas 
apropiadas. 
ACTIVIDADES 
 
 
 
 
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1) Armar el dispositivo según el esquema utilizando dos electrodos de 
grafito. 
2) Colocar agua destilada en el vaso de precipitados y llenar las buretas 
por succión desde el extremo superior, cuidando luego mantener 
cerrados los robinetes y con suficiente cantidad de agua el vaso de 
precipitados, de manera que no ingrese aire en las buretas. 
3) Conectar los electrodos a la fuente. 
4) Verificar la producción de gas en los electrodos. 
5) Agregar gotas de ácido sulfúrico concentrado al agua destilada. 
6) Verificar la producción de gas en los electrodos. Dejar conectada la 
fuente hasta que se haya recogido una buena cantidad de gases en 
ambas buretas. 
7) Comparar ambos volúmenes de gas. 
8) Plantear ecuaciones químicas que describan lo sucedido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. ELECTROLISIS DEL AGUA 
 
 
 
 
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3. VOLUMETRÍA REDOX 
Se desea conocer la 
concentración de una 
solución acuosa de agua 
oxigenada. Para ello se 
recurrirá a una 
volumetría redox 
utilizando una solución 
de KMnO4 de 
concentración 
conocida. 
1) Llena la bureta, previamente lavada y enjuagada con permanganato, 
con la solución valorada de KMnO4. 
2) Coloca con una volpipeta en un erlenmeyer 10,00 ml de la solución 
de agua oxigenada cuya concentración se desea determinar. 
3) Agrega al erlenmeyer 5,00 ml de la disolución de ácido sulfúrico y 
luego unos 40 ml de agua destilada. 
4) Titula en frío, agregando lentamente, gota a gota el KMnO4 valorado 
hasta que se logre una coloración rosa pálido permanente. 
5) Lee en la bureta el volumen de permanganato gastado. 
6) Repite la titulación dos veces más. 
7) Promedia los resultados de las titulaciones que no difieran en más de 
0,2 ml. 
8) Plantea las reacciones químicas adecuadas y determina la 
concentración de la solución de agua oxigenada, expresándola en 
volúmenes de oxígeno.