quimica manual de laoratorio 201
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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA MECÁNICA
CURSO : QUÍMICA GENERAL
CÓDIGO : MB-312
PROFESOR : APOLAYA ARNAO, MARY
INFORME Nº : 1
TITULO : MANUAL DE LABORATIRO DE QUIMICA GENERAL
ESTUDIANTES : OSCUVILCA EGOAVIL, BRANDON BRAYAN
20142600B REYES MONTES, ÁLVARO EDISON
20142068I SOTELO CASTILLA , RONALD JAVIER
20141215H
2015-I
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OBJETIVOS
El objetivo es dar a conocer al estudiante conceptos básicos, de la química en un laboratorio, relacionados con las técnicas empleadas en las operaciones fundamentales así como también el uso y manejo de los materiales y equipos del laboratorio.
El principal objetivo de la extracción es separar selectivamente el producto de una reacción, o bien eliminar las impurezas que lo acompañan en la mezcla de reacción, gracias a sus diferencias de solubilidad en el disolvente de extracción elegido.
El objetivo de analizar las propiedades de magnesio es establecer las propiedades físicas o químicas analizando la reacción luego de la combustión, luego de analizar las propiedades químicas del magnesio podrá aprender para que nos sirve y cuáles son sus descubrir sus propiedades químicas aprender para que nos sirve y cuáles son sus usos a partir de las propiedades.
OPERACIONES FUNDAMENTALES
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FUNDAMENTO TEÓRICO
Con la necesidad de entender algunas de las operaciones básicas se procede a explicarlas para su correcta utilización en el laboratorio y su beneficio posterior, acontinuación mostraremos algunas operaciones básicas:
a) PULVERIZACIÓN: Consiste en reducir de tamaño a cuerpos de relativo tamaño grande, ya que las sustancias a reaccionar deben estar pulverizadas para su mejor reacción con el reactivo. Esto se puede hacer con el mortero de porcelana y pilón, luego se podría tamizar (colar).
b) PRECIPITACIÓN: La precipitación es un proceso rápido de obtención de un sólido a partir de una disolución. Puede realizarse por una reacción química, por evaporación del disolvente, por enfriamiento repentino de una disolución caliente, o por cambio de polaridad del disolvente. El sólido así obtenido se denomina precipitado y puede englobar impurezas. En general será necesario recristalizar posteriormente.
c) DECANTACIÓN: Consiste en la separación de un sólido insoluble en un líquido (sedimentación) y también en la separación de líquidos inmiscibles de distinta densidad.
d) FILTRACIÓN: Proceso a través del cual se separan partículas sólidas de un líquido utilizando un filtro. La técnica consiste en verter la mezcla sólido-líquido que se quiere tratar sobre un filtro que permita el paso del líquido pero que retenga las partículas sólidas. El líquido que atraviesa el filtro se denomina filtrado. El filtro, en general, es de papel poroso, pero puede ser de otros materiales que permitan el paso de líquidos.
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e) SECADO: Consiste en secar la muestra de una sustancia que ha pasado por el proceso de filtración llevándola al horno a una temperatura adecuada.
f) CRISTALIZACIÓN: Los productos sólidos que se obtienen en una reacción suelen estar acompañados de impurezas que hay que eliminar para poder disponer del producto deseado en el mayor grado de pureza posible. El método más adecuado para la eliminación de las impurezas que contamina un sólido es por cristalizaciones sucesivas bien en un disolvente puro, o bien en una mezcla de disolventes. Al procedimiento se le da el nombre genérico de re cristalización.
G) SEPARACIÓN: La separación de un compuesto por extracción se basa en la transferencia selectiva del compuesto desde una mezcla sólida o líquida con otros compuestos hacia una fase líquida (normalmente un disolvente orgánico). El éxito de la técnica depende básicamente de la diferencia de solubilidad en el disolvente de extracción entre el compuesto deseado y los otros compuestos presentes en la mezcla inicial.
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EXPERIENCIA Nº1: EXTRACCIÒN
I. -MATERIALES
2 vasos precipitados
Embudo
Bencina.
Solución de yodo
Baguete
II. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
En un embudo de separación coloque aproximadamente 10 ml de
una solución de yodo.
Añada 5 ml de bencina.
Agite con cuidado la mezcla por espacio de 30 segundos.
Dejar en reposo esta solución
Separar ambas fases y vuelva a agregar la primera fase dentro del
embudo.
Agregue más bencina al embudo. Repetir una vez más hasta que se
pierda la coloración de las fases.
Registre sus observaciones:
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……………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………
III. -GRAFÍCA:
Nota: Realice un esquema y señale ambas fases con las soluciones
químicas correspondientes.
IV. -
CUESTIONARIO:
1. Explique si mediante la técnica de decantación se logra la separación
total de la sustancia que se quiere separar.
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………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
2. Si no tuviera alumbre y quisiera clarificar el agua turbia, que otras
sustancias utilizaría para lograr la clarificación. Ejemplo de 4 sustancias
………………………………………………………………………………..
…………………………………………………………………………………
3. ¿Defina qué es un filtro ¿Qué características debe tener un papel de
filtro?
………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………
4. ¿Además de los métodos de separación mencionados en la práctica.
Investigue otros métodos de separación más utilizados en el laboratorio.
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………………………………………………………………………………
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V. -CONCLUSIONES:
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VI. -RECOMENDACIONES:
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EXPERIENCIA N° 2: PROPIEDADES DEL MAGNECIO.
I. -MATERIALES
Un vaso precipitado 250 ml
Papel tornasol
Cintas de magnesio
Fenolftaleína
Pinzas
Mechero de bunsen
II. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1. En un vaso de precipitado de 100 ml ponga un trozo de cinta de magnesio
en agua y pruebe la solubilidad al agua. Observe con un trozo de papel de
tornasol la presencia del hidróxido respectivo formado. Añada gotas de
fenolftaleína y observe el viraje de color:
Ecuación Química: …………………………………………………………….
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La solución es ácido Básico :………………………………………….
2. Sujete la cinta de magnesio con una pinza y acercarlo a la llama del
mechero hasta que alcance su punto de ignición. ¿Qué
observa?.....................................................................................................
Ecuación Química:………………………………………………………….
3. Colocar el residuo resultante de la ceniza del magnesio dentro de una
capsula de porcelana con 3 ml de agua.
4. Introduzca un trozo de papel de tornasol y observe el viraje de color del
papel. Añada unas gotas de indicador fenolftaleína y observe.
Ecuación Química:…………………………………………………………….
La solución es ácido Básico : ………………………………………..
III. -OBSERVACIONES
………………………………………………………………………………..…
…………………………………………………………………………..………
IV. –GRAFÍCA DEL EXPERIMENTO:
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EXPERIENCIA Nº3: CAMBIOS QUÌMICOS
I. -MATERIALES
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Tubos de ensayos
Solución de sulfato de cobre
Clavo de hierro
½ gr de carbonato de calcio
Ácido clorhídrico
II. –PRIMER ANÁLISIS:
II.1 –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1. Coloque en un tubo de ensayo unos 5 ml de solución de sulfato de cobre.
2. Incline el tubo y deje deslizar con cuidado un clavo de hierro limpio, hasta
ponerlo en contacto con la solución.
3. Después de aproximadamente 20 minutos, anotar las siguientes
observaciones:
¿De qué color era la solución inicial? __________________________________
¿De qué color es la solución final? ____________________________________
¿Después de retirar cuidadosamente los clavos y examinarlos, que metal se
depositado sobre la superficie? ______________________________________
Anote las evidencias que le aseguren que ocurrió una reacción química:
Ecuación Química:……………………………………………………….….
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II.2 - OBSERVACIONES
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
II.3 -GRAFÍCA DEL EXPERIMENTO:
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III. –SEGUNDO ANÁLISIS:
III.1 –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1. Coloque dentro de un tubo de ensayo más ó menos medio gramo de
carbonato de calcio y añadir 5 ml de ácido clorhídrico 6M.
2. ¿Que se observa?
________________________________________________________
________________________________________________________
3. Escriba la ecuación química correspondiente, indicando en los reactantes y
productos, sus respectivo estados físicos(s),(ac),(g)
________________________________________________________
III.2 - OBSERVACIONES
………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
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III.3 -GRAFÍCA DEL EXPERIMENTO:
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EXPERIENCIA Nº4:
IDENTIFICACIÒN Y ESTUDIO DE LOS SALTOS CUANTICOS
PARTE A: ENSAYO A LA LLAMA
Hay un gran número de sustancias químicas y para poder identificarlas, existen
diversos métodos y uno de estos métodos es disolver la sustancia en iones y
hacerla reaccionar. En nuestro caso identificaremos la sustancia sólida
mediante el método que consiste en combustionar la sal y dependiendo de la
luz que emitirá reconocerla. Esta luz será de un color definido por una longitud d
e onda característica de la sustancia y mediante ella sabremos con que
elemento estamos tratando. El color es un fenómeno físico, asociado a
diferentes longitudes de onda (λ) del espectro electromagnético. La luz visible
se ubica entre 350 a 750 nanómetros. A mayor longitud de onda, más roja se
percibe la coloración y a menor longitud de onda se tornara más azul o violeta,
lo que indicara además que se tiene mayor energía.
Ciertos elementos imparten un color característico a la llama. Esta propiedad es
usada en la identificación de elementos metálicos como el sodio, calcio, etc, la
coloración en la llama es causada por un cambio en los niveles de energía de
electrones de los átomos de los elementos. Para un elemento en particular la
coloración a la llama es siempre la misma, independientemente si el elemento
se encuentra en estado libre o combinado con otros.
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A continuación se presenta una tabla con algunos de los elementos que
imparten colores característicos a la llama:
ELEMENTO COLOR DE LA LLAMA
INTENSIDAD (Ǻ)
*Ba Verde amarillento Baja 5.150
*Ca
Rojo – Anaranjado
Media 6.060
Cu Azul verde – intenso
Media 5.790 – 5.850
Cr Amarillo Media 5.790 – 5.850
Cs Rojo claro Media 6.520 – 6.940
In Violeta rosado Media 4.510
*K Violeta Alta 4.044
Li Rojo intenso Alta 6.710
Na Amarillo Muy alta 5.890 – 5.896
Pb Azul gris claro Escasa -------
*Sr Rojo carmín Media 6.620 – 6.880
Rb Rojo azulado
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ELEMENTO COLORACION A LA LLAMA
ELEMENTO COLORACION A LA LLAMA
Ti Verde As Azul pálido
B Verde Sb Verde azulado pálido
Se Azulado V Verde pálido
Te Azul pálido Mo Verde pálido
*A través de un vidrio de Cobalto, La coloración de la llama cambia.
PARTE B: ESPECTRO DE EMISION
Los átomos y los iones están constituidos en su interior, por una parte
central muy densa, cargada positivamente, denominada núcleo y por
partículas negativas llamadas electrones, los cuales rodean al núcleo a
distancias relativamente grandes. De acuerdo a la teoría cuántica, estos
electrones ocupan un cierto número de niveles de energía discreta.
Resulta evidente por tanto creer que la transición de un electrón de un
nivel a otro debe venir acompañada por la emisión o absorción de una
cantidad de energía discreta, cuya magnitud dependerá de la energía de
cada uno de los niveles entre los cuales ocurre la transición y
consecuentemente de la carga nuclear y del número de electrones
involucrados. Si en un átomo poli electrónico, un electrón salta de de un
nivel de energía E1 a un nivel de energía E2, la energía de la transición
electrónica, E, es igual a E2 – E1. Si E2 representa un nivel de energía
inferior a E1, entonces, la transición viene acompañada por la emisión de
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una cantidad E de energía (en forma de luz), la cual está relacionada con
la longitud de onda de la luz emitida por la ecuación:
E = (hxc)/λ Además: E = hγDónde:
h= Constante de Planck = 6,6256x10-34 Jxs c= Velocidad de la luz en el vacío = 2,9979x108 m/s λ = Longitud de onda de la luz emitida (nm). γ = Frecuencia
El espectro a la llama de los compuestos de los metales alcalinos es un
espectro atómico de emisión y se representan como líneas discretas. Las
longitudes de onda para los colores se dan en la siguiente tabla:
COLOR Violeta Azul Verde Amarillo Naranja Rojo
λ (nm)
395 455 490 515 590 650
455 490 515 590 650 750
Conversión:
1 nanómetro = 0.000000001 metros = 1 x 10-9 m.
I. -MATERIALES
Lunas de reloj
Agujas de Nicrom
Tenaza de madera
Pisceta
Mechero Bunsen
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II. -REACTIVOS
HCl solución (utilizado para lavar el alambre de nicrom).
Cloruro de Cobre
Cloruro de Stroncio
Cloruro de Calcio
Cloruro de Bario
Cloruro de Litio
Otras Sales
Agua destilada.
III. –PROCESO EXPERIMENTAL
1. Prenda el mechero de Bunsen y tome con el alambre de nicrom con
la tenaza coloque en HCl concentrado para limpiarlo de impurezas.
2. Luego calentarlo al rojo vivo en el mechero
3. Coger con la aguja de nicrom la sal respectiva
4. Introduzca la aguja más la muestra a la zona de la llama de
mayor temperatura y observe la coloración que le transmite y anote
el color.
5. Deseche la aguja usada y repita el experimento con otras sales.
6. Realice los cálculos respectivos y anexe en hoja aparte.
7. Complete la tabla con sus datos y resultados.
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Muestra de Sal Color de la Llama Longitud de Onda (nm)
IV. –GRAFÍCA DEL EXPERIMENTO:
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V. –CUESTIONARIO:(Anexe en hoja aparte)
1. ¿Cuál es la naturaleza de la Luz? Explique
2. ¿Explicar por qué una sal libera una coloración al ser sometida a la llama?
3. ¿Qué entiende por fotón y por Cuanto?
4. Establezca la diferencia entre:
a) Espectro de emisión y de absorción.
b) Espectro continuo y espectro discontinuo.
5. Explique el comportamiento de los electrones al ser sometidos a altas
temperaturas. ¿Por qué los colores a la llama?
6. ¿Qué ventajas tiene el utilizar para los ensayos a la llama un alambre de
nicróm?
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VI. -CONCLUSIONES:
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VII. -RECOMENDACIONES:
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TABLA PERIODICA Y PROPIEDADES DE SUSTANCIAS
COMUNES
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OBJETIVOS
Comprobar las propiedades físicas y químicas de los principales
elementos que componen las sustancias alcalinas térreas, metales de
transición y halógenos.
Analizar los resultados para descubrir las tendencias de las propiedades
de los elementos de la tabla periódica
FUNDAMENTO TEORICO
Dimitri Mendelelev, un químico ruso, publicó una tabla periódica en 1869. En
nuestros días seguimos empleando una tabla muy parecida. La tabla periódica
presenta un patrón similar en muchos aspectos a un calendario mensual.
Cuando los elementos se colocan en orden según su número atómico, y se
agrupan de acuerdo con propiedades similares, forman siete filas horizontales
llamadas periodos. Esta relación periódica entre los elementos, se resume en la
tabla periódica moderna.
Las columnas verticales de la tabla contienen elementos con propiedades
semejantes, y se les conoce como grupos o familias de elementos. La familia de
litio (Li), por ejemplo, consta de los seis elementos de la primera columna del
lado izquierdo de la tabla. Todos estos elementos son metales altamente
reactivos, que forman cloruros ECl y óxidos E2O. Al igual que el cloruro de sodio
(NaCI), todos los cloruros y óxidos de los elementos de la familia del litio son
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compuestos fónicos. En contraste, la familia del helio, al lado derecho de la
tabla, está integrada por elementos muy poco reactivos (hasta donde se sabe,
sólo el xenón y el criptón forman compuestos).
Henry Moseley (1913) comprobó experimentalmente con rayos X que las
propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de
los números atómicos. La tabla periódica en su forma actual forma larga fue
ideada por Werner y es una modificación de la tabla de Mendeleiev.
Descripción de la Tabla Periódica.
La IUPAC reconoce 109 elementos los cuales están ordenados en forma creciente
a su número atómico, en 7 periodos y 16 grupos (8 grupos A y 8 grupos B). El
primer elemento es el Hidrógeno y el último es el Meitnerio.
Periodo.- Son los elementos que están ordenados en forma horizontal, tiene la
misma cantidad de niveles en su estructura atómica.
Grupo ó familia.- Son los elementos ordenados en columnas tienen igual
disposición de sus electrones externos.
a) Grupos A .- Pertenecen los elementos representativos donde los electrones
externos o de valencia están en orbitales “s” y/o “p”
Grupo “A” (Elementos Representativos)
Grupo e- de valencia Denominación
IA ns1 Metales Alcalinos
# Periodo = # niveles
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IIA ns2 Metales Alcalinos Terreos
IIIA ns2, np1 Boroides ó Terreos
IVA ns2 , np2 Carbonoides
VA ns2 , np3 Nitrogenoides
VIA ns2 , np4 Anfígenos ó calcogenos
VIIA ns2 , np5 Halógenos
VIIIA ns2 , np6 Gases Nobles ó raros
b) Grupo B.- Se encuentran los elementos de transición, en cuyos átomos los
electrones de mayor energía relativa están en orbitales “d” ó “f”.
c) Grupo “A” (Elementos Representativos)
Grupo Config Electrónica Terminal
Familia del:
IB ns1(n-1)d10 Cu, (Metal, Acuñación)
IIB ns2(n-1)d10 Zinc (Elemento)
IIIB ns2(n-1)d1 Escandio
IVB ns2(n-1)d2 Titanio
VB ns2(n-1)d3 Vanadio
VIB ns1(n-1)d5 Cromo
VIIB ns2(n-1)d5 Manganeso
VIIIB ns2(n-1)d6
ns2(n-1)d7
Elementos Ferromagnéticos Fe,Co, Ni
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ns2(n-1)d8
En el grupo IIIB se encuentran los elementos de transición interna y también se encuentran los LANTANIDOS (Z=58 AL 71) y los ACTINIDOS (Z=90 AL 103).
MATERIALES Y REACTIVOS:
MATERIALES
Tubos de prueba.
Mechero Bunsen.
Gradilla porta tubo
Pisceta
Pipeta graduada.
REACTIVOS
Cinta de magnesio o granallas de calcio metálico.
Agua destilada.
Indicador Fenolftaleína.
Na metálico, Zn metálico, o Fierro metálico.
HCl, HNO3.
NaOH, NH4OH.
Soluciones de CaCl2, MgCl2, SrCl2, NaBr, NaCl, KI, AgNO3, ZnSO4,
FeCl3, Pb(NO3)3, Na2SO4, K2CrO4, BaCl2, CuSO4, Al2(SO4)3, Na2CO3.
EXPERIENCIA Nº1: FAMILIA DE LOS METALES ALCANOS
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I. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
En un tubo de ensayo coloca 2 mL de agua destilada.
Agrega trocitos de sodio metálico y tapa la boca del tubo de ensayo.
Encender una cerilla de fosforo y acercarlo a la boca del tubo de ensayo
después de haber retirado la tapa y evidenciar el desprendimiento de gas.
Acto seguido agrega una gota de fenolftaleína, observar y anotar.
II. -OBSERVACIONES:
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
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………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
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………………………………………………………………………………….
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Ecuación Química
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III. –GRAFÍCA DEL ENSAYO:
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EXPERIENCIA Nº2:FAMILIA DE LOS ALCALINOS TERREOS
I. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
En un tubo de ensayo coloque un trocito de magnesio
Adicionar 2 mL de agua destilada y 2 gotas de fenolftaleína.
Someterlo al calor considerando una temperatura apropiada, de preferencia
baja.
Anota sus observaciones y deducir su ecuación química.
Acto seguido vertir 1ml de solución de MgCl2 a una concentración de 0.1M
en 1 tubo de ensayo, repetir el mismo procedimiento con las siguientes
sustancia CaCl2 y SrCl2
Agrega a cada tubo de ensayo 1 mL de Na2CO3 0.2 M; agitar suavemente y
observar que sucede.
II. -OBSERVACIONES:
………………………………………………………………………………….
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………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
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Ecuación Química:
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III. –GRAFÍCA DEL EXPERIMENTO:
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EXPERIENCIA Nº3: FAMILIA DE LOS ALOGENOS
I. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
En tres tubos de ensayo adicionar 0.5 mL de NaBr, NaCl y KI uno en cada
tubo.
A cada tubo de ensayo adicionar tres gotas de AgNO3
Luego adicionar a cada tubo de ensayo 6 a 8 gotas de NH4OH observe y
anote.
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II. -OBSERVACIONES:
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
III. –ECUACION QUÍMICA:
1………………………………………………………………………………….
2………………………………………………………………………………….
3………………………………………………………………………………….
IV. –GRAFÍCA DEL ENSAYO:
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EXPERIENCIA Nº4:FAMILIA DE LOS METALES DE TRANSICIÒN
I. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
A un tubo de ensayo coloca un trocito de Zn metálico ó Fe metálico, luego
agregar 0.5 mL de HNO3 y agitar.
A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de ZnSO4 más 1 mL de NaOH.
A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de FeCl3 más 1 mL de NaOH.
A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de Pb(NO3)2 más 1 mL de Na2SO4
A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de BaCl2 más 1 mL de K2CrO4.
A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de CuSO4 más 1 mL de NaOH.
Observe y anote
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II. -OBSERVACIONES:
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
III. –ECUACIÓN QUÍMICA:
1………………………………………………………………………………….
2………………………………………………………………………………….
3………………………………………………………………………………….
4………………………………………………………………………………….
5………………………………………………………………………………….
6………………………………………………………………………………….
IV. –GRAFÍCA DEL ENSAYO:
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V. -CUESTIONARIO: (Anexe en hoja aparte)
¿Dibuje la tabla periódica y resalte con amarillo los elementos estudiados.
¿En cada periodo cuántos elementos existen y cuáles son?
Indique cuantos elementos de la tabla periódica son sólidos, líquidos y
gaseosos?
VI. -CONCLUSIONES:
• …………………………………………………………………………..
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VII. -RECOMENDACIONES:
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OBJETIVOS
Estudiar la ley de Conservación de la Masa.
Estudiar la ley de las Proporciones Definidas.
Comprender y aplicar el concepto de reactivo limitante.
FUNDAMENTO TEÓRICO
La estequiometria se ocupa de las relaciones de masa o de moles indicadas en
las fórmulas o reacciones químicas, basándose en las leyes cuantitativa de la
combinación química. Estos cálculos se hacen simplemente si se aplica la
información dada en la ecuación química y en las fórmulas de las sustancias
que intervienen en ellas.
Las ecuaciones balanceadas proveen las cantidades relativas que participan
en las reacciones; éstas son muy útiles para realizar muchos cálculos. La
información cuantitativa de la ecuación química se expresa en átomos,
moléculas, moles o en unidades físicas de masa o volumen.
En la ecuación química 2 A+B→3C+D se expresa que 2 moles de A se combinan
en 1 mol de B para producir 3 moles de C y 1 mol de D.
ESTEQUIOMETRIA
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Esta indicación es la base para efectuar cualquier cálculo de moles de A o B que
reaccionan y moles de C o D que se produzcan en un caso determinado.
Cuando dos o más sustancias se combinan para transformarse en otras, la masa total
al inicio de la reacción es igual después que el proceso ha concluido. Esto se cumple
siempre que no haya pérdida de material con los alrededores y el sistema se considere
cerrado, de modo que si una sustancia no se consume totalmente quedará como
residuo presente en el sistema.
Esta característica de los sistemas en reacción se puede confirmar pesando los
componentes antes y después de la transformación.
En toda reacción hay una sustancia que determina la cantidad máxima de producto
que se puede obtener, generalmente se halla en menor proporción y se consume
completamente.
Cuando se efectúa una reacción química, los reactivos generalmente no se encuentran
en relación estequiometria, esto es, en la relación indicada en la ecuación balanceada.
El avance de una reacción química se detendrá cuando haya falta de uno de los
reactivos, esta sustancia se denomina reactivo limitante.
El reactivo limitante es aquel que se consume primero en la reacción. Se uti liza este
término ya que la cantidad máxima de producto formado depende de la cantidad inicial
de este reactivo que se consume completamente en la reacción.
Los reactivos presentes en relaciones mayores que la estequiometria se denominan
reactivos en exceso.
Para ilustrar este concepto consideramos nuevamente la ecuación.
BaCl2(ac) + H2SO4(ac) BaSO4(s) + 2HCl(ac)
La ecuación balanceada indica que por cada mol de BaCl2 que se consume, reacciona
un mol de H2SO4, se forman un mol de BaSO4 y dos moles de HCl.
En unidades de masa es equivalente decir que por cada 208 g de BaCl2 que se
consume, reaccionan 98 g de H2SO4, se forman 233 g de BaSO4 y 73 g de HCl.
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La relación estequiometria de reactivos es 2,12 g de BaCl2/g de H2SO4. Si por ejemplo
introducimos 100 g de cada uno de estos reactivos, la relación es 1 g de BaCl2/g de
H2SO4, por tanto para este caso el reactivo limitante es el BaCl2.
Reactivo limitante: Es aquel reactivo que limita la cantidad de producto en
una reacción química y es el que se consume totalmente.
Rendimiento teórico: Es la cantidad de producto que teóricamente se puede
obtener.
Rendimiento experimental: Es la cantidad real de producto obtenido en un
experimento.
Porcentaje de rendimiento:
%Rendimiento=Rendimiento experimental (g )Rendimiento te ó rico (g )
×100
Ley de Lavoisier
Como una reacción química es una recombinación de los enlaces entre átomos, la
masa total antes y después de que se produzca es la misma. Esta idea constituye
la ley de conservación de la masa.
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MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales
Tubos de ensayo
Pipeta graduada (15 mL) Mechero Bunsen (o de
alcohol)
Pisceta
Gradilla porta tubos de prueba
Papel de tornasol
Espátula
Balanza Papel de tornasol
Reactivos
Sólidos: Cinta de magnesio, clorato de potasio (KClO3), clavo de hierro, granalla de zinc.
Soluciones acuosas: CuSO4, BaCl2, HCl, K4Fe(CN)6, Na2SO4, K2CrO4, CuSO4, Pb(NO3)2, KMnO4, ácido oxálico
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(C2H2O4)
HCl cc.
H2SO4 cc.
EXPERIENCIANº1: REACCIONES POR DESPLAZAMIENTO
I. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
En un tubo de ensayo agregar 5 ml solución de sulfato de cobre (CuSO4).
Coloque dentro del tubo un clavo de Hierro, previamente lijados.
Repetir con una lentejita de Zinc (Zn) metálico.
Luego un tubo de ensayo hacer reaccionar magnesio (Mg) con ácido
clorhídrico (HCl).
Anotar las observaciones y realizar las reacciones químicas
correspondientes.
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………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………….
II. -GRAFÍCA:
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EXPERIENCIA Nº2: REACCIONES DE OXIDACIÒN - REDUCCIÒN
ANALISIS 1:
I. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Colocar en un tubo de ensayo 1mL de solución de permanganato de
potasio (KMnO4).
Agregar 5 a 6 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4).
Agregar 1mL de ácido oxálico (C2H2O4), calentar, y observar.
Anotar las observaciones y realizar las reacciones químicas
correspondientes.
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………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………
………………………………………………………………………..
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………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………
………………………………………………………………………..
………………………………………………………………………
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II. -GRAFÍCA:
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ANALISIS 2:
I. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
En un tubo de ensayo prepare 5ml de solución acuosa concentrada de
sulfato de hierro (II), FeSO4.
En otro tubo de ensayo prepara 5ml de solución acuosa concentrada de
permanganato de potasio, KMnO4, y agréguela unas gotas de ácido
sulfúrico diluido. Observe el color de la muestra.
A la solución de FeSO4 vierta gota a gota la solución de KMnO4 (preparada
en la parte 2, hasta cuando cese el cambio de color. Anote las
observaciones.
Anotar las observaciones y realizar las reacciones químicas
correspondientes.
………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………
………………………………………………………………………..
………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………
II-GRAFÍCA:
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ANALISIS 3:
I. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Coloque en un tubo de ensaye 4 gotas de Solución de Permanganato de
Potasio al 4 % (KMnO4) ;añada dos gotas de Ácido Sulfúrico 1 :10 (V/V)
Caliente y agregue gota a gota una solución concentrada de Nitrito de Sodio
(NaNO2) recientemente preparada, hasta observar cambios en la
coloración.
Anotar las observaciones y realizar las reacciones químicas
correspondientes.
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……………………………………………………………………………
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……………………………………………………………………………
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44
……………………………………………………………………………
II. -GRAFÍCA:
CUESTIONARIO:
1) Escriba un ejemplo de c/u de las reacciones de combinación, descomposición, desplazamiento, doble desplazamiento y oxido-reducción.
………………………………………………………………………………..
…………………………………………………………………………..……
……………………………………………………………………….………
2) Explique en qué casos se produce una reacción de precipitación.
………………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………….………
………………………………………………………………….……………
3) Realice el balance de las siguientes reacciones redox. Identifique el elemento que se reduce y el que se oxida, identifique Agente oxidante y Reductor.
CrI3 + Cl2 + NaOH NaCl + Na2CrO4 + NaIO4
45
Etanol + K2Cr2O4 Acetaldehído + Cr +3
CONCLUSIONES:
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………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………….………
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RECOMENDACIONES:
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……………………………………………………………………….………
EXPERIENCIA Nº 3: COMPROBACIÓN DE LA LEY DE LAVOISIER
I.-MATERIALES Y REACTIVOS
Vasos de precipitados
Balanzas
Nitrato de plata
Cloruro de sodio
II. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
46
1. En dos recipientes pequeños, por ejemplo 2 vasos de precipitado, verter estas soluciones por separado: Nitrato de plata (0.9g con 50ml de agua) y cloruro de sodio (0.3g en 50 ml)
Colocar los vasos simultáneamente en la balanza y anotar el peso
2. Mezclar completamente ambas disoluciones, podrá notar que se produce una especie de nube blanca, que tiende a sedimentarse en el fondo del recipiente, es un precipitado de cloruro de plata sustancia insoluble que se a producido en la reacción, mientras el nitrato de sodio queda disuelto en la disolución
3. Volver a colocar los vasos en la balanza y anotar el nuevo peso
III. -CUESTIONARIO:
Analizar las observaciones y completar su ecuación química de la reacción correspondiente
………………………………………………………………………………………..
………………………………………………………………………………………..
………………………………………………………………………………………..
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Ecuación Química
AgNO3 + Cl ……………………………….
IV. -GRAFÍCA:
48
OBJETIVOS Determinar la Eficiencia de la reacción de descomposición del perclorato sin
catalizador.
Comprender el concepto de catalizadores.
Comprender la Ley general de los gases ideales.
Mediante experimentación en la que se obtiene oxígeno por calentamiento
del permanganato de potasio determinar de forma aproximada la masa molar
del oxígeno
Comprobar que los elementos químicos se combinan para dar un compuesto
en una proporción constante
FUNDAMENTO TEÓRICO
Gases ideales Los primeros estudios fisicoquímicos realizados a partir del siglo 17 involucraron el estudio de los gases, debido a que éstos responden en forma más dramática a cambios en el ambiente que los líquidos y los sólidos. La mayoría de estos primeros estudios estuvieron focalizados en las variaciones de presión, temperaturas y volumen de una determinada porción de gas (relaciones p-V-T). La más simple es la Ley de Boyle-Mariotte:
PV = cte
GASES
49
Análogamente, Gay-Lussac reportó la relación inversa entre el volumen y la temperatura:
V/T = cte
y la Ley Combinada es:
PV/T = cte
Necesitamos solamente determinar el valor de la constante de la ley anterior. Esto pude ser realizado midiendo el producto PV de “n” moles de un gas a muy baja presión y a una temperatura fija:
lim PV/n = θ
P → 0
Donde θ = RT, y R es la “constante de los gases ideales” igual a 8.31441 [J/K/mol]. Ahora podemos enunciar la ecuación de estado para un gas ideal, también conocida como Ley de los Gases Ideales:
PV = nRT
Y expresada “molarmente”, donde V-raya es el volumen molar:
PV = RT
Altas temperaturas
De esta simple ley se deducen las isotermas de un gas ideal:
P [atm]
50
V [lt]
Ley de Dalton o de las Presiones Parciales:
“la presión de una mezcla (o solución) de gas es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la componen”.
PT = P1 + P2 + P3 + … + Pn = Σ(Pi)
Presión parcial es la presión que ejercería un gas si estuviese solo ocupando todo el volumen de la mezcla a la misma temperatura:
Pi = Xi PT
Gases Reales
El modelo de “gas ideal” permite definir un marco de referencia para estudiar el comportamiento de los gases. En algunas ocasiones, podremos modelar los gases geológicos utilizando Leyes Ideales; sin embargo, es de gran importancia tener una noción de las desviaciones que sufren éstos bajo determinadas condiciones de temperatura, presión y volumen. Los gases naturales o reales presentan las siguientes desviaciones del comportamiento ideal:
P
1T
2T 3T
nT
51
Ideal Real
Real Ideal
V V
Para altas presiones: V real > V ideal
Para moderadas presiones: V real < V ideal
Para moderadas temperaturas: V real > V ideal
Estas desviaciones aparecen producto de la diferencia de volumen, por lo que definiremos el factor de compresibilidad (Z), que corresponde a una medida de la “no-idealidad” en el comportamiento de un gas:
Para un Gas Ideal, el factor de compresibilidad es unitario, mientras que para Gases Reales es mayor o menor que 1. Ejemplos para el H2O, CO2 y O2 gaseosos:
• Ecuación de Van der Waals
Es la ecuación de estado “por excelencia” de los Gases Reales. Van der Waals atribuyó las desviaciones de los gases de la idealidad debido a:
laerV / laerV = Z
TR/VP = Z
52
-El volumen de las moléculas sí importa, no es despreciable
-Las fuerzas de interacción entre moléculas de los gases influye
Efecto del Volumen de las Partículas
b = covolumen (volumen efectivo ocupado por 1 mol de gas)
V = volumen total (ocupado por el gas)
V disponible = (V real – nb) nb = volumen ocupado por “n” moles de gas
Reemplazando en la Ley Ideal:
P = nRT/(V – nb)
Efecto de las Fuerzas de Interacción
Preg: ¿Qué pasará con la presión total si las moléculas interactúan?
Resp: La presión disminuye en un factor proporcional a la densidad de moléculas
a = parámetro de interacción, que indica cuan fuertes son las atracciones
P = nRT/(V – nb) – an2 /V2
Con lo que se llega a la Ecuación de Van der Waals, para Gases Reales con desviaciones moderadas de la Idealidad:
53
donde a y b son las “constantes de Van der Waals”, conocidas para los distintos gases.
Unidades de los parámetros de Van der Waals:
a [atm l2 /mol2] b [l/mol]
Nota los valores grandes de “a” indican gran interacción entre las moléculas
A parte de la ec. de Van der Waals, existen una serie de ecuaciones de estado que definen el comportamiento de los Gases Reales para determinadas condiciones:
Ecuación de Redlich-Kwong
Difiere de la ec. de Van de Waals al expresar el potencial de atracción (o de interacción) como una función más complicada de la temperatura y el volumen molar:
[ P + an2 /(T1/2V(V+b))] (V – nb) = nRT
Ecuación Virial
Es un tipo distinto de ecuación de estado para Gases Reales, en la cual se expresa el factor de compresibilidad (Z) como una serie de potencias escrita en términos del volumen:
PV/nRT = 1 + B/V + C/V2 + D/V2 + …
donde B, C y D son los Segundo, tercero y cuarto coeficientes viriales, que deben ser determinados empíricamente. Esta ecuación tiene importancia termodinámica
laerV laerP
TRn = )bn – V( ] 2V/ 2na + P [
54
debido a que es la única ecuación de estado para gases que tiene una formulación teórica basada en la Mecánica Estadística. Por ejemplo, B, C y D representan las desviaciones de la idealidad producto de la interacción entre 2, 3 y 4 moléculas, respectivamente.
Isotermas PV de los gases reales puros: estado crítico
Propiedades de los gases
El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles (n).
1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente.
2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.
3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea.
4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada
Experimento 1: Reacción de descomposición del Perclorato de
potasio
55
I. MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales Reactivos
Tubos de ensayo Clorato de potasio (KClO3). Mechero Bunsen (o de alcohol) Gradilla porta tubos de prueba
Perclorato de potasio (KClO4).
Pisceta
Balanza analítica
Tubo de desprendimiento
Soporte universal
II. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
-Pese un tubo de ensayo y adiciónele 0,1 g de perclorato de potasio, luego
realice el montaje del equipo, caliente cuidadosamente a la llama del
mechero; recoja el oxígeno liberado.
-Deje enfriar el tubo de ensayo y vuélvalo a pesar, luego mida el volumen del
gas obtenido, la altura de la columna de agua y la temperatura del baño de
agua.
Registro de observaciones y gráfica.
56
III. -CUESTIONARIO:
1) Escriba las reacciones balanceadas de descomposición del perclorato de potasio.
57
2) Reporte las eficiencias en la reacción de descomposición del perclorato de potasio, con y sin catalizador. Discuta los resultados.
IV. -CONCLUSIONES:
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…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
V. -RECOMENDACIONES:
…………………………………………………………………………………………
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…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
Experimento 2: COMPROBACIÓN DE LA LEY DE PROUST
I. –MATERIALES Y REACTIVOS
Dos tubos de ensayo con su gradilla
Rejilla de asbesto
Probeta graduada
Capsula de porcelana
Soporte universal
Nuez doble
Arandela
Mechero bunsen
Acido clorhídrico 3M(HCl)
Granalla de cinc
59
II. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
- Señalar los tubos de ensayos con lápiz, para distintos(A, B) colocar en uno
2gramos de cinc y en el otro 4gramos
-Añadir con la probeta 10ml de HCl a cada tubo de ensayo
Observar que sucede
- Pesar la capsula y verter en ella el líquido de uno de los tubos de ensayo(si
ha quedado zinc , lavarlo con un poco de agua destilada y añadir el líquido
lavado a la capsula, secar el zinc que no ha reaccionado y pesarlo)
- Calentar la capsula con la disolución hasta que se forme un residuo blanco
de cloruro de zinc y este funda
- Dejar enfriar la capsula y pesarla de nuevo, anotar el resultado
- Repetir la operación con el contenido del otro tubo, si se dispone de
suficiente material puede ejecutar las operaciones con los tubos en paralelo
y asi ahorrara tiempo
60
III. -CUESTIONARIO:
1° Explicar por qué los resultados numéricos obtenidos confirman la ley de Proust
2°Al añadir el ácido sobre el cinc observa la producción de burbujas ¿ De qué gas
se trata?
EXPERIMENTO N°3: DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DEL OXÍGENO
I.-MATERIALES
Cristalizador-Probeta de 500 mL
.Tubo de ensayo de boca ancha
.Goma- Balanza.
Base y pinza de bureta.
Base y soporte universal
Aro y nuez para sostener el tubo.
Tapón con un agujero-
Tuvo acodado de vidrio.
Termómetro – Acceso a un barómetro.
Regla graduada en milímetros.
Mechero
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PRODUCTOS QUÍMICOS
Permanganato de potasio.
Lana de vidrio
II. –PORCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Añada sobre el fondo del tubo de ensayo el permanganato. Luego coloque la lana de vidrio y el tapón con el codo de vidrio. Pese todo el conjunto y anote el resultado M1=
Haga el montaje de la figura y caliente suavemente el permanganato. No caliente sobre el mismo lugar del tubo de ensayo. Hágalo por todo el fondo y paredes cercanas al permanganato. Llegará un momento en que cesa el desprendimiento gaseoso. Retire la llama y sin esperar más retire la conexión con la probeta. De no hacerlo así puede ocurrir un retroceso del agua del cristalizador hacia el tubo de ensayo. Espere a que el tubo adquiera la temperatura ambiente y luego pese lo mismo que pesó antes, esto es, tubo, producto, lana de vidrio y tapón con tubo de vidrio. Anote este resultado. M2. Calcule la masa de oxígeno Se mide el volumen de gas recogido. Se mide la temperatura del agua. Se mide la altura de agua que queda en la probeta respecto del agua del cristalizador. Se mide la presión atmosférica en el barómetro.
Se realizan los siguientes cálculos: presión del oxígeno = Presión atmosférica – Presión de vapor del agua a la temperatura que indica el termómetro – presión de la columna de agua
Se aplica la ecuación de los gases y se calcula la masa molar del
oxígeno
62
OBJETIVOS: Comprobar la influencia de algunos factores sobre la velocidad de las
reacciones químicas: tamaño de partícula, naturaleza de reactivos, temperatura, catalizador.
Comprobar algunas de las propiedades generales de los líquidos y algunas
propiedades de las soluciones acuosas
FUNDAMENTO TEORICO
SOLUCIONES
Las soluciones son aquellas mezclas homogéneas de dos o más sustancias tienen una composición homogénea uniforme a nivel molecular, y pueden ser gaseosas, líquidas o sólidas. Cuando están conformadas por dos sustancias reciben el nombre de disoluciones.
LIQUIDOS Y SOLUCIONES
63
A la sustancia que se disuelve en otra se le denomina soluto, el cual es el componente de la solución que existe generalmente en menor cantidad, puede ser un gas, un líquido o un sólido; mientras que, a la sustancia en la cual se disuelve el soluto se le llama disolvente, que es la sustancia que disuelve o disocia a otra sustancia en una forma más elemental, y que normalmente está presente en mayor cantidad que esa otra sustancia. El agua, por ejemplo, es un disolvente de la sal común. Una cantidad de sal común (cloruro de sodio) mezclada con agua se disocia en sus componentes, iones sodio y cloro, que acaban por dispersarse en el agua. En este caso, el agua es el disolvente, la sal es el soluto y la mezcla es la disolución. Los disolventes tienen un valor comercial particular. Son un componente importante de las pinturas, lacas y productos farmacéuticos, y se utilizan para producir materiales sintéticos.
Seleccionando el disolvente adecuado, se puede separar un componente o grupo de componentes de una sustancia compleja. Este proceso se llama extracción con disolventes.
Características de las soluciones
Son físicamente homogéneas porque forman una fase. No se produce sedimentación o separación. Los componentes tienen composición variable. Los componentes pueden separarse por procedimientos físicos que
impliquen cambios de fase.
Tipos de soluciones de acuerdo a las características de los componentes.
Sólido en líquido: son soluciones donde una sustancia sólida se encuentra disuelta en un líquido. Ej. Cloruro de sodio (NaCl) en agua.
Líquido en líquido: son soluciones donde el soluto y el solvente se encuentran en estado líquido. Ej. Ácido clorhídrico (HCl) en agua.
Gas en líquido: son soluciones donde una sustancia gaseosa se encuentra disuelta en un líquido. Ej. Las bebidas gaseosas.
Gas en gas: son soluciones donde el soluto y el solvente se encuentran en estado gaseoso. Ej. La atmósfera que rodea la tierra.
64
Sólido en sólido: son soluciones donde el soluto y el solvente se encuentran en estado sólido.Ej. Las aleaciones (amalgamas y acero)
CONCENTRACIÓNEs la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente o de solución. La concentración de una solución puede expresarse de forma cualitativa o cuantitativa. Los términos diluido y concentrado se usan para describir cualitativamente una solución. Existen diferentes expresiones para la concentración en términos cuantitativos o relativos, con el fin de establecer las proporciones entre soluto y disolvente o entre soluto y solución de forma numérica; estas expresiones suelen clasificarse de acuerdo a las unidades en las que vienen dadas en físicas o químicas.
Unidades Químicas.
Molaridad
Normalidad
Fracción Molar
Molalidad.
Parte por millón.
Molaridad. Es el número de moles de soluto por cada litro de solución.
Formula: M =Número de mol de soluto/Peso molecular x litro de solución
Pasos para calcular la molaridad:
1. Se estudia el problema detenidamente y se observa que nos dan y que nos
piden.
2. Se colocan los datos, tomando en cuenta los elementos que conforman la
fórmula.
3. se determina el peso atómico de cada elemento multiplicado por el número de
veces que aparece en la fórmula.
4. si la solución está en mililitros se lleva a litros es decir se utiliza para ello la
siguiente fórmula. V __mL
65
Normalidad: Es la concentración expresada en equivalente en gramos de soluto
disuelto en litro de solución.
Fórmula N = equivalente gramos de soluto/Litro de solución
Pasos.
Se observa si en el problema nos dan el equivalente en gramos, si no lo dan se
calcula mediante la siguiente fórmula.
Equivalente en gramos en P. equí. = peso de A/Peso específico de A
Se observa si en el problema nos dan el peso específico, si no lo dan se calcula
utilizando la siguiente fórmula.
Peso específico = P.M de A/Número equivalente (Número de Hidrogeno)
Una vez conseguido todo lo anterior se sustituye en la fórmula general.
Nota: se debe recordar que si la solución está dada en mililitros se debe llevar a
litros.
Fracción Molar: se define como la fracción de moles de cada componente que
hay en un mol de solución. Se calcula dividiendo el número de moles de cada
compuesto entre el número total de moles es decir soluto + solvente.
Fórmula Xs =moles de soluto o puede encontrar la siguiente fórmula/Moles totales
Parte por millón: se define como la cantidad de soluto presente en una
solución, es muy pequeña o está muy diluida.
Formula: Ppm 1 parte del soluto/ 106 parte de la solución
66
Experiencia: VALORACION DE SOLUCIONES
Materiales y equipos:
01 Pisceta.
04 Matraz Erlenmeyer de 250ml.
02 Buretas graduadas de 50 ml.
01Soporte universal completo para dos buretas.
01 Balanza analítica.
02 Espátulas.
Reactivos:
Soluciones HCl 0.1 N y NaOH 0.1 N, preparadas en la práctica anterior.
Indicador Anaranjado de metilo (Heliantina)
Indicador Fenolftaleína.
Agua destilada.
Patrón primario: Carbonato de sodio sólido.
Patrón primario: Biftalato de potasio: C6H4(COOH)COOK
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
Experiencia Nº 01: Valoración de la solución de HCl con solución patrón
de Na2CO3.
Pesar entre 0,15 a 0,20 g en una balanza analítica de Na2CO3 en un
matraz Erlenmeyer.
Agregar 50 ml de agua destilada.
Agregar de 4 a 5 gotas de indicador para ácidos: Anaranjado de metilo.
67
Titular con HCl hasta viraje o cambio de color amarillo canario hasta
amarillo anaranjado. (Anotar este gasto en ml = V)
Calcular el factor (F) y la normalidad (N) con 4 cifras decimales, según
las fórmulas:
F= Wpatrón
(P .Epatrón)×NxV N= Wpatrón
(P . Epatrón )×V N exacta=FxN aprox
Dónde:
W : Peso de Na2CO3 con sus 4 cifras decimales.
P.E: Peso mili equivalente de Na2CO3 = 0,053
V: ml de HCl gastados en la titulación, para la valoración
N: Normalidad del ácido clorhídrico.
Observación:
……………………………………………………………………………………..
………………………………………………………………………………………..
………
Reacción:
…………………………………………………………….
Gráfico:
Experiencia Nº 02: Valoración de la solución de NaOH con solución patrón de
Biftalato de potasio.
Pesar entre 0,60 a 0,80 g en una balanza analítica de Biftalato de
potasio y ponerlo en un matraz Erlenmeyer.
Agregar 50 ml de agua destilada.
68
Agregar 4 a 5 gotas de indicador para bases: fenolftaleína.
Llenar la Bureta con la solución preparada en la práctica N° 7.
Proceda a efectuar la titulación hasta un cambio de color incoloro a
débilmente grosella.
Calcular el factor (F) y la normalidad (N)con 4 cifras decimales, según
las fórmulas:
F= Wpatrón
(P .Epatrón)×NxV N= Wpatrón
(P . Epatrón )×V N exacta= F x N aprox
Dónde:
W : Peso de Biftalato de potasio con sus 4 cifras decimales.
P.E: Peso mili equivalente de Biftalato de potasio = 0,20423.
V: ml de NaOH gastados en la titulación, para la valoración.
N: Normalidad del Hidróxido de sodio.
Observación:
……………………………………………………………………………………..
………………………………………………………………………………………..
…………………………………………………………………….……………………
Reacción:
…………………………………………………………….
Gráfico:
DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES:
69
Cuadro N° 1: Valoración del HCl con Na2CO3 Anhidro.
N° de
titulaciones
Solución Patrón Na2CO3
Titulación de la Solución de HCl
preparado en la práctica anterior.
Masa
pesada (g)
Color del
indicador m-eq
Volumen
Gastado (ml)
Factor de
corrección
Normalidad
corregida
1
2
Promedio
Cuadro N° 2: Valoración del NaOH con Biftalato de potasio.
N° de
titulacione
s
Solución Patrón: Biftalato de Potasio Solución Problema: NaOH preparada
Masa
pesada
(g)
Color del
indicador
Fenolftaleína
m-eq
Volumen
gastado
(ml)
Factor de
corrección
Normalidad
corregida
1
2
Promedio:
VI. CUESTIONARIO:
1. ¿Cuántos mililitros de HCl 0,4 N se requieren para neutralizar 50ml de
NaOH 0,4 N?.
2. ¿Cuántos mililitros de HCl 2 N se requieren para precipitar completamente
2,5g de AgNO3?.
3. Hallar el factor de corrección y la normalidad exacta de una solución
preparada de HCl 0.5 Normal; si al valorar con 0.8215 gramos de Na2CO3
se gastó 30.9 ml del HCl preparado.
70
4. Qué volumen de HCl concentrado (densidad = 1,1885 g/cm3) %peso =
37,25% y M= 36,465 g/mol) emplearía para preparar 400 ml de una
solución de HCl 0,15 N. además que volumen de agua adicionaría.
VII.. CONCLUSIONES:
• ……………………………………………………………………………….
• ……………………………………………………………………………….
• ……………………………………………………………………………….
• ……………………………………………………………………………….
EXPERIENCIA Nº3: LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUIMICAS.
OBJETIVO: Comprobar la influencia de algunos factores sobre la velocidad de las reacciones químicas: tamaño de partícula, naturaleza de reactivos, temperatura, catalizador.
MATERIALES Y EQUIPOS:
Equipos
Tubos de ensayo
Quemadores de bunsen
Pinza para tubos de ensayo
Probeta de 10 ml
Vasos de precipitado
Mortero con pístela
Espátula
Reactivos
71
Solución HCl 1:1
Granallas de zinc
Hierro en polvo
CaCO3 (tiza)
MnO2 (sólido)
Solución de H2O2 al 2%
PROCEDIMIENTOS:
Primera Parte: Influencia de la concentración
Añada aproximadamente 2 ml de HCl 1:1 en volumen en dos tubos de ensayos
diferentes.
Añada a uno de ellos 2 ml de agua destilada.
A continuación añade ambos 2 granallas de Zn; observa lo que ocurre.
ACTIVIDADES:
¿En cuál de los tubos se observa un mayor burbujeo de gas hidrógeno?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………..
Escribe la ecuación de la reacción que tiene lugar ¿Cuál es el indicio de la reacción?
………………………………………………………….............
¿Cómo se disminuyó la concentración del HCl?
………………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………
Segunda Parte: Influencia de la temperatura Añada dos mL de solución de HCl 1:1 en dos tubos de ensayos; a continuación añadir
en ambos tubos 2 mL de agua destilada y una pizca de hierro (Fe) en polvo.
72
Calienta uno de los tubos de ensayos.
Observa la diferencia en cuanto al tiempo de aparición del burbujear y la cantidad de
burbujas en cada tubo de ensayo.
ACTIVIDADES:
Escribe la ecuación de la reacción que tiene lugar.
…………………………………………………….
¿Cómo influye en la velocidad de la reacción el aumento de la temperatura?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………..
¿Por qué los alimentos que se guardan en las neveras tardan más tiempo en
descomponerse que fuera de ellas?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………….
Tercera parte: Grado de división del soluto.
Añade en un tubo de ensayo un trozo de tiza (CaCO3) y en otra la tiza previamente
pulverizada.
Deja gotear en ambos tubos de ensayo solución de HCl 1:1. Observa lo que ocurre.
ACTIVIDADES:
Escribe la ecuación de la reacción
………………………………………………………………………………………………
73
¿A qué se debe el burbujeo que se observa?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
………………………….
¿Dónde es mayor el burbujeo, por qué?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
………………………………..
¿Cómo influye el tamaño de las partículas de soluto en la velocidad de la reacción?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………..
Cuarte parte: ACCION DE LOS CATALIZADORES
Añade en un tubo de ensayo 2 ml de solución de peróxido de hidrógeno (H2O2)
llamada también agua oxigenada.
Acerca un fósforo encendido, sin llama a la boca del tubo de ensayo, introduciéndolo
algo en él.
Retira el fósforo y añade una pizca de MnO2 (óxido de manganeso (IV). Observa lo
que ocurre.
ACTIVIDADES:
Escribe la ecuación de la reacción que tiene lugar.
………………………………………………………………………………………….
¿A qué se debe el burbujeo?
……………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………
74
¿Cómo actúa el MnO2?
……………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………
¿Por qué un material de hierro expuesto al sol y la humedad, se oxida rápidamente
pero si se aísla de la humedad no. Esta ocurre lentamente?
……………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………
¿Qué tipo de catalizador se le añade a los medicamentos para su conservación?
……………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………
¿Cuáles son los catalizadores biológicos de los organismos vivos?
……………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………
OBJETIVOS:
Observar los colores de diferentes cristales
EXPERIENCIA Nº1: CRISTAL DE COLORES
MATERIALES
SOLIDOS
75
Vasos de precipitados
Espátula
Agua
Arena
Silicato de sodio
Cristales (sulfato de zinc, cloruro cúprico, cloruro férrico, nitrato de níquel)
PROCEDIMIENTO
Tomar el vaso de precipitado y agregar 1 cm de arena
Diluir el silicato de sodio en 4 partes de agua
Echar la solución diluida de silicato de sodio en el vaso de precipitado
Agregar pequeñas cantidades de cristales
RESULTADOS
Observe los colores que se obtienes en cada caso y anote.
GRAFICA