2013 UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD QUÍMICA GENERAL Informe Practicas4, 5, 6, 7, 8 y 9, UNIVERSIDAD
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2013
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD
QUÍMICA GENERAL Informe Practicas4, 5, 6, 7, 8 y 9,
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA
ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIAS E INGENIERIAS (ECBTI) FRANCY JOHANA MORALES LUNA 1070780715 TUTOR: JAVIER EDUARDO VILLAMIZAR GRUPO:201102_259 MILLER ALBEIRO VELASCO 1120564672 TUTOR: STELLA DIAZ NEIRA GRUPO: 201102_279
CEAD SAN JOSÉ DEL GUAVIARE
21/03/2013
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INTRODUCCION TEÓRICA En esta práctica veremos los conceptos de los líquidos su estructura de PH y caracterización de ácidos, las propiedades Colgigativas y sus reacciones químicas.
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PRACTICA Nº 4 SOLUCIONES Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. Las soluciones en química, Esta práctica se realiza para poder interpretar y conocer las distintas soluciones y los componentes de cada uno de ellas. Por ejemplo determinando cual es el soluto o en que oportunidades es el solvente quien tiene la mayor fuerza en la solución. Además afianzar los conocimientos en la toma de porcentajes y cantidades. Clases de soluciones
Solución diluida
Es cuando la cantidad de soluto es muy pequeña
Solución concentrada:
Solución saturada
Solución sobresaturada
Es cuando la cantidad de soluto es muy grande.
Es cuando se aumentó más soluto en un solvente a mayor temperatura de la normal (esto es porque cuando ya no se puede diluir, se calienta el solvente y se separan sus partículas para aceptar más soluto)
Es cuando tiene más soluto que disolvente
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OBJETIVO
Preparar y calcular soluciones y diluciones de diversas concentraciones. De una manera práctica y sencilla con el fin de interpretar y conocer. Que es un soluto, cual es el solvente, y cuál es el resultado de la mezcla. Para ello se utilizaron las siguientes fórmulas para el cálculo de los distintos porcentajes de acuerdo a lo ejercicios planteados
Unidades físicas de concentración
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes: a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución) b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución) c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V = (cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución) PROCEDIMIENTO PRÁCTICO
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MATERIALES USADOS PARA EL COMPONENTE PRÁCTICO
1. Balón aforado de 50Ml 2. Balón aforado de 100m 3. Balón aforado de 250mL 4. Vaso de precipitados de 200mL 5. Vaso de precipitados de 100mL 6. Embudo 7. Frasco lavador 8. Pipeta 5mL 9. Pipeta 10mL 10. Pipeteador 11. Espátula 12. Agitador de vidrio 13. Balanza 14. Sulfato de sofio (sólido)31
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ANÁLISIS DE RESULTADOS: Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos Realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.
PREGUNTAS ¿Cuándo se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son líquidos, se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del Soluto y solvente? Si lo podemos considerar de acuerdo al componente práctico hecho en el laboratorio en el primer ejercicio. Podríamos dar un ejemplo. Si tenemos 90 ml de h2o y le añadimos 10 ml de alcohol: el total de mi solución sería 100 ml de solución. Sin tener en cuanta cual sería el porcentaje del soluto ni cuál sería su Solubilidad ya que esta es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este. Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción.
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¿Se pueden expresar las concentraciones de soluciones de gases en concentraciones molares? Si de acuerdo al ejercicio numero 3 donde realizamos algunas conversiones: Lo
más recomendable es utilizar presiones pero si puedes utilizar concentraciones de acuerdo a la ley de los gases ideales PV=nRT si pasamos dividiendo el volumen P=(n/v)RT si observamos (n/v) es la concentración por tanto P=[ ]RT o [ ]= P/RT lo importante es que aprendamos a despejar las formulas aunque algunas veces tendemos a confundirnos o a olvidar la unidad de medidas y las mezclamos. . ¿Qué puede inferir de la experiencia realizada? En este trabajo se han visto varios aspectos del tema de las soluciones, el cual es un tema muy extenso y muy importante para la vida de todos los seres humanos en este planeta. Este tema es muy importante porque sin los conocimientos que se tienen acerca de las soluciones, no se podría hacer más cosas con la materia prima, o con otros materiales, no se podría hacer materiales indispensables para nuestras vidas.
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INFORME DEPRÁCTICA N°5 Propiedades coligativas.
Fundamentación teórica Las propiedades Coligativas de las soluciones son aquellas que sólo dependen del número de partículas del soluto disueltas y no de su naturaleza. Las propiedades Coligativas son: aumento ebulloscopio, descenso crioscópico, presión osmótica y descenso de la presión de vapor. Solución de la guía. Se prepara una solución de 100 ml de sacarosa a una concentración de 0,6mol. Se realizan los siguientes cálculos para la realización de la solución
La formula química de la sacarosa es la siguiente:
C12 H22 O11
Teniendo en cuenta los pesos atómicos de cada uno de los elementos (C=12, H=1, O=16) podemos deducir que una mol de sacarosa pesa:
C12 H22 O11 = 342g
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M= (moles STO/ Moles STO = (L STE x M)
Moles de STO = 0,1 x 0,6 = 0,06
0,06 moles STO = 20,52 g
Procedemos a pesar esta cantidad de soluto y a disolverla en 50 ml de agua, para después elevar hasta conseguir la solución solicitada que es de 100ml.
Una vez tenemos la solución procedemos a calentar, tomamos los registros de temperatura hasta llegar a la temperatura de ebullición. Los resultados se registran en tablas de control, y se grafican los resultados obtenidos en soluciones preparadas de la misma manera pero con concentraciones diferentes.
Temperatura tiempo minutos
AGUA
0,1M
°C 20
°C 20
0,2 M °C 20
0,4 M
0,6M
0.8M
1M
°C 20
°C 20
°C 20
°C 20
3
27
26
24
22
21
21
21
6
30
42
32
23
23
23
22
9
64
56
44
28
26
25
24
12
94
70
54
40
38
36
34
15
94
82
64
45
42
39
37
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18
94
90
72
53
51
48
45
21
94
92
82
60
57
54
52
24
94
92
90
67
62
59
56
27
94
92
91
72
70
65
63
30
94
92
91
78
72
69
66
33
94
92
91
85
79
75
73
36
94
92
91
91
86
82
79
39
94
92
91
91
91
88
85
42
94
92
91
91
91
91
89
45
94
92
91
91
91
91
91
48
94
92
91
91
91
91
91
De los datos anteriores se obtiene el siguiente grafico:
RELACION TEMPERATURA VS CANTIDAD DE SOLVENTE 100 94
94
94 90
90 82
80
94 92 90
94 92 91
94 92 91
82 72
70 64 56
54
30 20
40 38 36 34
32 30
27 26 24 22 21
28 26 25 24
23 22
10 0 1
2
3
4
5
6
7
94 92 91
85
86 82 79
72 69 66
94 92 91 88 85
94 92 91 89
94 92 91
94 92 91
tiempo minutos Temperatura AGUA °C 20 Temperatura 0,1M °C 20 Temperatura 0,2 M °C 20
8
48
45
42
39
36
33
30
27
24
21
18
15
12
9
6
3
45 42 39 37
44
42
60 57 54 52
53 51 48 45
50 40
67 62 59 56
64
60
72 70 65 63
94 92 91 79 75 73
78
70 GRADOS CENTIGRADOS
94 92
Temperatura 0,4 M °C 20 Temperatura 0,6M °C 20 Temperatura 0.8M °C 20 Temperatura 1M °C 20
9
10
11
12
13
14
15
16
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Donde en el eje de las x se tienen los segundos, y en la escala de las y se relaciona la temperatura en escala absoluta (K)
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INFORME DEPRÁCTICA N°6 Caracterización de ácidos y bases. Mediciones de pH OBJETIVOS: 1. Caracterizar las soluciones como acidas o básicas utilizando un indicador ácido – básico, estimando su PH. 2. Adquirir destrezas en la interpretación en los diferentes tipos de ácido-básico con su respectivo PH. 3. Instruirnos en diferenciar las soluciones ácidas y básicas y asociarlos con los electrolitos fuertes y débiles.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
La teoría de Bronsted – Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H3O+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el acido, si la base está presente y viceversa. Según la teoría de Bronsted Lowry la ecuación general para una reacción acido-base, se puede describir así: HA + H2O Acido I
Base II
=
H3O+ + A Acido II
Base I
En esta ecuación A- es la base conjugada de HA. Por otro lado H3 O+ es el acido conjugado de H2O.
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Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles. Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian (ionizan) totalmente. Para los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande. Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (H3O+) es muy pequeña. Un acido de Bronsted – Lowry donara iones hidronios (H3O+) a cualquier base cuyo acido conjugado sea más débil que el acido donante. Se define el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los iones hidronios.
PH = -log (H3O+) Las soluciones acuosas de los ácidos tienen un PH7 y las soluciones neutras PH =7.
Un indicador ácido – básico es un acido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios .por ejemplo, la fenolftaleína, que representaremos como HPhth, es un indicador que cambia de incolora (en medio acido) e rosado intenso (en medio básico). HPhth Incoloro
+
OH
=
HPhth
+
H2O
Rosado
En una solución neutra las dos formas de la fenolftaleína HPhth (incolora) y HPhth (rosada) se encuentran en equilibrio y predomina la incolora. El PH en el cual un indicador cambia de color depende de su fuerza acida.El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto
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Cuyo color varía con el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución. Un indicador es una sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Los indicadores se utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o pH de una sustancia, o sobre el estado de una reacción química en una disolución que se está valorando o analizando. Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color rojo en las disoluciones ácidas y azul en las básicas. Otros indicadores son la alizarina, el rojo de metilo y la fenolftaleína; cada uno de ellos es útil en un intervalo particular de acidez o para un cierto tipo de reacción química.
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DATOS EXPERIMENTALES, CALCULOS, RESULTADOS
amarillo rosado
azul de botimol amarillo amarillo
azul
azul
azul amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo
azul amarillo amarillo azul naranja verde naranja
no reaccion
azul
no reaccion
amarillo
amarillo
amarillo
verde
no reaccion
amarillo
amarillo
azul de timol a acetico a cloridrico hidroxido de amonio hidroxido e sodio vinagre agua destilada lece de magnesia gaseosa leche jugo de limon hipoclorito de sodio alcacelcer disuelta en agua
fenoftaleina rojo de metilo papel medidor
ph
no reaccion no reaccion
rosado rosado
naranja rosado
9 4
rosado
amarillo
azul
rosado amarillo no reaccion rosado intenso no reaccion rosado intenso no reaccion amarillo amarillo rosado intenso no reaccion amarillo no reaccion rosado
azul anranja amarillo verde claro naranja amarillo rojo
12 12 8 9 10 8 9 6 9 9
ANALISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS: INDICADOR: El rojo de metileno lo puedes utilizar como un colorante, que generalmente resalte diversas composiciones y uniones, un sustituto del mismo podría ser el azul de metileno.
INDICADOR: Azul de timol es un compuesto orgánico usado en laboratorio como indicador de PH. SUSTANCIAS
AT
HCL
rosado
NaOH
azul
Ácido Acético
amarillo
NH4OH
azul
ACTUA ENTRE EL PH 1.2( Rojo) Y 2.8 (amarillo)
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INDICADOR: Azul de bromo timol es un indicador acido base, cuando se hace la disolución puede ser amarilla o azul. O verde neutro.
SUSTANCIAS
RM
HCL
Rosado
NaOH
Amarillo
Acido Acético
Rosado ACTUA ENTRE EL PH
NH4OH
Amarillo
4.2( Rojo) Y 6.3 ( Amarillo)
SUSTANCIAS
ABT
HCL
amarillo
NaOH
azul
Acido Acético
amarillo
NH4OH
azul
ACTUA ENTRE EL PH 1.2( Rojo) Y 2.8 (amarillo)
SUSTANCIAS
PIU
PH METRO
HCL
1
1.26
NaOH
14
12.18
Acido Acético
6
3.01
NH4OH
12
9.41
PIU VS PH METRO
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PIU VS PH En papel universal da un rango 0 a 14 según el color, para medir la debilidad y la fortaleza de ácidos y base fuertes , PH metro nos genera un rango más exacto con los datos en la tabla. CUESTIONARIO Explique la diferencia del valor del PH entre el acido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre la soluciones caseras.(Que puede concluir). Al agregar los indicadores HCL y Acido Acético hay una neutralización y ambas pierden sus características y la diferencia del valor del PH, HCL es 1.26 y el acido acético 3.01 esto se debe a la fuerza de disociación que es mayor HCL y menor acido acético. Al agregar los indicadores al hidróxido sodio y el valor del PH es 12.12 y el valor del PH amoniaco es 9.41 hay una neutralización y ambas pierden sus características
con esta
diferencia del rango significa que son sustancias básicas. En las soluciones caseras se encuentran ácidos fuertes y sustancias débiles como por ejemplo: la leche de mg que su rango en el PH es de 7.47 quiere decir que es una sustancia débil, jugo de limón su rango en el PH 2.19 es un acido fuer 2. De los reactivos registrados en la tabla 7 identifique los ácidos y bases fuertes, por que reciben ese nombre? RTA // Ácidos fuertes: es aquel que se ioniza casi totalmente en iones positivos e iones negativos en este caso el Acido clorhídrico y el Acido acético. Bases fuertes: es aquella que se disocia completamente en iones positivos y negativos, en este caso el Hidróxido de amonio (amoniaco) e Hidróxido de sodio.
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4. Clasifique las soluciones de la tabla 8 en ácidos o bases fuertes débiles o neutras. 5. RTA//
SUSTANCIA
PH
CLASIFICACIÓN
Leche de magnesia
7,41
Base débil
Leche
6,49
Acido débil
yogurt
4,02
Acido débil
Jugo de naranja
3,22
Acido fuerte
Jugo de limón
2,19
Acido fuerte
Vinagre
2,86
Acido fuerte
Clorox
2,76
Acido fuerte
Gaseosa
3,98
Acido débil
Aspirina
6,48
Acido débil
Alka-seltzer
6,32
Acido débil
Sal de frutas
5,06
Acido débil
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6. Calcule el PH de la solución de HCI 0.1M (acido fuerte) (HCL)=0.1 moles /L (H+) = 0 moles/ L (CL-) = 0moles/L Al final de ionización (HCL)=0 moles/L (H+)=0.1moles/L (CL-) =0.1moles/L Como se conocen la concentración de iones H+, podemos calcular el PH PH=-log (H+)= -log (0.1)= 1
5 .Calcule el PH de la soluciion0.1M de acido acético (Ka=1.8*10 -5) (a –x)=CH3COOH X=CH3COOX=H+ Utilizamos sal ecuación de Ka = (H+)(A-)/(HA-)
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Ka=1.8x10 -5 a=M=0.1M Sustituimos la ecuación 1.8x10 -5 = (x)(X)/(0.1-X) X2=0.1 x1.8x10-5 X = 1.34x10-03 = (OH-) pOH =-log (OH-) =-log (1.34x10-03 ) = 2.87pH= 14 – 2.87= 11.13 6. Calcule el PH de la solución de NaOH 0.1M (base fuerte) El hidróxido de sodio es una base fuerte por lo tanto se encuentra disociado y (OH-) =0.1 pOH= -log (OH-) =-log (0.1)= 1 pH = 14 pOH= 14 – 1= 13
7. Calcule el PH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka 1.75 x10 -5) Ka = (NH4+) (OH-)/(NH3) = xxx/0.1 =1.75x10-5 X2=0.1 x1.75x10-5 X=1.32x10 -3 = (OH-) pOH =-log (OH-) = -log(1.32x10- 3)= 2.87 pH= 14 – 2.87 = 11.13
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Practica 7 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS.
OBJETIVO GENERAL Identificar los diferentes tipos de ecuaciones químicas.
OBJETIVOS ESPECIFICOS Reconocer cuando se produce una reacción química Escribir correctamente una ecuación química Observar diferentes clases de ecuaciones químicas.
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2. MARCO TEORICO
La ecuación química es una descripción simbólica de las reacciones químicas. Las sustancias que reaccionan se llaman reactivos o reactantes y las sustancias que se obtienen son llamadas productos. Ejemplo: Primero tenemos que saber que un caso general de reacción química es
Dónde:
A, B, C, D, representan los símbolos químicos de las moléculas o átomos que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado derecho). a, b, c, d, representan los coeficientes estequiométricos, que deben ser ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la masa.
El hidrógeno (H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua (H2O)
El símbolo "+" se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" significa "irreversible" o "produce". Para ajustar la ecuación, ponemos los coeficientes estequiométricos
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La ecuación está ajustada y puede ser interpretada como 2 mol de moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxígeno, produciendo 2 mol de moléculas de agua. Las fórmulas químicas a la izquierda de "→" representan las sustancias de partida, denominadas reactivas o reactantes; a la derecha de "→" están las fórmulas químicas de las sustancias producidas, denominadas productos. Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes estequiométricos. Estos deben ser tales que la ecuación química esté balanceada, Es decir, que el número de átomos de cada elemento de un lado y del otro sea el mismo. Los coeficientes deben ser enteros positivos, y el uno se omite. En las únicas reacciones que esto no se produce, es en las reacciones nucleares. Adicionalmente, se pueden agregar (entre paréntesis y como subíndice) el estado de cada sustancia participante: sólido (S), líquido (l), acuoso (Ac) O gaseoso (g). En el ejemplo del agua:
Un ejemplo grafico es el siguiente: Combustión del metano con el oxigeno
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CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUIMICAS
Reacción
Es aquella reacción que 2KCIO3(s) necesita calor para que
endotérmica
ocurra.
Reacción
Cuando
ocurre
reacción
se
esta
produce
exotérmica
calor.
Composición
En esta reacción dos o más sustancias se unen
síntesis
para
formar
un
solo
producto.
Descomposición o
A partir de un compuesto
análisis
Se obtiene dos o más productos.
Desplazamiento
Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula
Doble
Se
realizan
desplazamiento desplazamiento
por
el o
intercambio de átomos
2KCI(s)+3 O 2(g)
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entre las sustancias que participen en la reacción.
Neutralización
Un acido reacciona con un base para formar una
(Doble desplazamiento) sal y agua
Combustiones
de Loa
compuestos
materiales orgánicos
orgánicos
En presencia de
Con oxígeno producen dióxido de carbono y agua
oxigeno
REACCIÓN QUIMICA O CAMBIO QUIMICO Es todo proceso en el cual una o más sustancias llamados reactivos que por efecto de energético (energía) se transforma en una sustancia llamada producto
estas sustancias
pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida la reacción del oxígeno del aire con el hierro. Reacciones de combinación o síntesis: en ellas se forman uno o varios compuestos a partir de elementos o compuestos ya existentes. Un ejemplo de esta reacción es: N2 + 3 H2 ⇒ 2 NH3 (Formación de amoniaco) Para evidenciar un cambio en una reacción química se debe tener en cuenta lo siguiente: 1. Cambio de color del producto químico
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2. Cambio de temperatura, en unos casos la temperatura sube, se mantiene a la temperatura ambiente o incluso baja, esta temperatura se debe medir con un termómetro para estar más seguro del cambio. 3. Cambio de estado, el cual cambia de: líquido a gas; gas a liquido; solido a liquido; líquido a solido; gas a solido o solido a gas. NÚMERO DE OXIDACIÓN El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a recibirlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos. El número de oxidación se escribe en números romanos: +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV, etc. En los iones monoatómicos la carga eléctrica coincide con el número de oxidación. Cuando nos refiramos al número de oxidación el signo (+) o (-) lo escribiremos a la izquierda del número, como en los números enteros. Por otra parte la carga de los iones, o número de carga, se debe escribir con el signo a la derecha del dígito Eje: Ca2+ ión calcio (2+), CO32- ión carbonato (2- ). Se denomina reacción de reducción-oxidación, óxido-reducción, o simplemente reacción redox, a toda reacción química en la cual existe una transferencia de pares de electrones entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos. Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: Agente Reductor es el que pierde electrones y aumenta su número de Ca(o)+Cl(o)
oxidación.
CaCl2
El calcio es agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a + 2. Esto se puede definir
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Ca o
Ca2+ + 2e-
El agente oxidante
gana electrones y disminuye el número de oxidación. Ejemplo cuando
se hace reaccionar cloro elemental con el calcio. Cao+ Cl 2(o)
CaCl2
El cloro es un agente oxidante que gana electrones y su carga o número de oxidación
3. PROCEDIMIENTO: o Teniendo en cuenta las instrucciones del tutor, observar cuidadosamente las reacciones que se describen a continuación o Se debe escribir la ecuación química balanceada, clasificar la reacción y determinar si hay o no transferencia de electrones. Reacción No 1:
1. Anote la temperatura ambiental 2. Coloque en un tubo de ensayo oxido de calcio (aproximadamente 1,0g) 3. Añada un 1mL de agua y tome la temperatura 4. Agite con cuidado (evite romper el termómetro) 5. Observe y registre sus observaciones
CaO + H2O
Ca (OH)2
Observaciones: o o o o
La temperatura ambiente es de 32° C La temperatura del agua es de 26° C Temperatura de la reacción 30° C La reacción es exotérmica es de síntesis ya que la mezcla forma un compuesto
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o El pH de la reacción es básico
Reacción No 2: 1. Coloque en un beaker de 100 ml 1,0g de Hidróxido de Bario, agregue 5mL de H2O agite con una varilla para disolver el hidróxido. 2. Tome la temperatura ambiental y la de la solución. 3. Agregue 1,0g Nitrato de Amonio agite. 4. Tome de nuevo la temperatura. 5. Observe y registre sus observaciones Ba+2 (OH)2 +2 NH4NO3
Ba (NO3)2 +2 NH4 OH
Observaciones: o o o o o
La temperatura ambiente es de 34° C La temperatura del hidróxido de Bario es de 32° C Temperatura de Nitrato 30° C La temperatura de la reacción se estabilizó a temperatura ambiente La reacción es de doble desplazamiento debido a que dos de los compuestos desplazan a otro en el elemento siguiente. Reacción No 3: 1. En un tubo de ensayo tomar 2mL de agua, luego agregue 0.5g de acetato de plomo, agite. Observe el color de la solución. 2. En otro tubo de ensayo prepare, siguiendo la misma técnica, una solución de yoduro de potasio Tome 2mL de agua, luego agregue 0.5 de yoduro de potasio. Observe el color de la solución. 3. Vierta el contenido de ambos tubos en un vaso de precipitados de 50mL 4. Observe y registre sus observaciones
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(CH3COO) 2Pb +KI
(CH3) K +Pb (COO)2
Observaciones: o o o o
La temperatura es constante La reacción es de doble desplazamiento El PbI2 se precipita formando un solido La reacción es de color amarillo, se le denomina lluvia de oro Reacción No 4: 1. En un vaso de precipitados de 100 mL colocar 5mL de una solución de sulfato de
cobre 2. Acidular la solución con 6 gotas de ácido sulfúrico concentrado 3. Adicionar al vaso una granalla o una lámina de zinc 4. Deje reposar 5. Observe y registre sus observaciones
Cu+2 S6 O-8 4 + ZN0 + H2SO4
Zn+2 S+6 O-8 4 +Cu0+ H2
Observaciones: o o o o o o
Hubo transferencia de electrones. Zn desplazo a Cu Hubo una aceleración por el catalizador La solución era de color azul y paso a ser blanca. Reacción por oxido reducción El hidrogeno se volvió gas y se ve representado por las burbujas Reacción No 5:
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1. En un tubo de ensayo coloque una pequeña cantidad de óxido de mercurio, observe el color de la muestra. 2. Caliente fuertemente en la llama del mechero el tubo con la muestra. Al mismo tiempo acerque una astilla de madera con un punto de ignición, a la boca del tubo. Observe lo que ocurre. 3. Vierta el residuo en una cápsula de porcelana. Observe cuidadosamente las paredes del tubo y el residuo. 4. Registre sus observaciones. 2HgO
2Hg + O2 Δ
Observaciones: o o o o
Reacción por descomposición Se formó vapor de agua en el tubo Obtiene una coloración entre negra y café Se desprende el mercurio el cual lo encontramos en las paredes del tubo
4. PREGUNTAS A. 2Ca + O2 CaO + H2O
2CaO (OXIDO DE CALCIO) CaOH2 (HIDROXIDO DE CALCIO)
B. 4 K KO
2 K2O (OXIDO DE POTASIO) 2 KAOH (HIDRÓXIDO DE POTASIO)
+ +
O2 H2O
C. CL2 + O2 2CL2O + H2O
NaOH
2CL2O (OXIDO HIPOCLOROSO) HCLO (ACIDO HIPOCLOROSO)
D. HCL
+
E. H2O
H2 + O2 (REACCION DE SINTESIS O COMBINACION)
F. H2SO4 + Cu
NaCL + H2O
CuSO4 + H2 (REACCION DE DESCOMPOSICION)
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G. NaCI + AgNO3 AgCI + NaNO3 (REACCION DE INTERCAMBIO O DOBLE DESPLAZAMIENTO) H. SO2 + O2
.
SO3 (REACCION DE DEZPLAZAMINETO)
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PRACTICA No. 8. ESTEQUIOMETRIA - REACTIVO LÍMITE OBJETIVO GENERAL. Determinar las relaciones estequiométricas molares de los reactantes de una reacción química, estableciendo con esto el reactivo limitante de la misma. OBJETIVOS ESPECIFICOS Aprender a balancear una ecuación química. Aplicará el concepto de mol en las diferentes relaciones cuantitativas de las sustancias involucradas en las reacciones químicas. Conocer la importancia de los cálculos estequiométricos.
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INTRODUCCIÓN La estequiometria es la parte de la química que se refiere a la determinación de las masas de combinación de las substancias en una reacción química. Se pretende
enseñar y aplicar
lo que estudia la parte de la
teoría mediante
la
experimentación que nos llevara a comprender mejor el tema propuesto para conocerlo más a fondo. En esta parte la química estudia las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos de una reacción química, en donde expresa que la base para los cálculos estequiométricos son las leyes ponderales; y que en una reacción química las relaciones estequiométricas molares siempre son constantes, y el reactante que no esté en exceso se le conoce como reactivo límite o limitante.
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MARCO TEÓRICO En un cambio químico los reactantes reaccionan en relaciones estequiométricas molares. Es por esto que cuando la cantidad molar de uno de los reactantes se agota la reacción no prosigue. Esta sustancia se conoce con el nombre de reactivo límite o limitante. Las cantidades de los demás reactantes se encuentran en exceso. Las evidencias de ocurrencia de una reacción química son: formación de gases; cambios de color, formación de precipitados, cambios de pH; calentamiento o enfriamiento. La palabra estequiometria deriva del griego Stoicheion y Metrón. La primera significa elemento y la segunda medir. Esta parte de la química estudia las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos de una reacción química. La estequiometria permite calcular: a) Las cantidades de reactantes necesarias para producir una cantidad deseada de producto. b) La cantidad de productos a partir de masas dadas de reactantes. c) El rendimiento de una reacción química. La base para los cálculos estequiométricos son las leyes ponderales:
LEYES PONDERALES Ley de la conservación de la masa. En los procesos de transformación de la materia la masa siempre permanece constante. En una reacción química esta ley se aplica diciendo que la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos.
Ley de las proporciones constantes. Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una reacción de masas constante. Ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua siempre en una relación de 2:1 ó de 11.11% y 88.88 %.
Ley de las proporciones múltiples. Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, y la masa de uno de ellos permanece constante, las masas del otro elemento
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están en relación de números enteros pequeños. Ejemplo, el hierro y el oxígeno de combinan y forman los óxidos: FeO y Fe2O3. Si tomamos en ambos óxidos 56g de hierro, la relación. Relación de las masas de oxígeno es 4:3 (realice los cálculos).
Ley de los pesos equivalentes. Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí. Es decir, si x gramos de la sustancia A reaccionan con y gramos de la sustancia B y también z gramos de otra sustancia C reaccionan con y gramos de B, entonces sí A y C reaccionaran entre sí, lo harían en la reacción ponderal y/z. Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo. REACTIVO LIMITE O LIMITANTE. En una reacción química las relaciones estequiometrias molares siempre son constantes, pero cuando ocurre una reacción química, los reactantes quizás no se encuentren en una relación estequiometria exacta, sino que pueden haber un exceso de uno o más de ellos. El reactante que no esté en exceso se consumirá en su totalidad y la reacción terminará en esos momentos. Es por eso que a este reactante se le conoce como reactivo limite o limitante. Los cálculos estequiométricos se realizarán a partir de este reactivo.
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METODOLOGIA DE LA PRÁCTICA
No vierta las soluciones de plomo en el desagüe.
PRACTICA No. 8. ESTEQUIOMETRI A - REACTIVO LÍMITE.
DESCRIP CIÓN DE LA PRACTIC A En este trabajo se observarán las cantidades de carbonato de plomo, que se formarán como precipitado en la reacción del nitrato de plomo (II) Pb(NO3)2, con carbonato de sodio Na2C3.
PRECAUCIÓN
Utilizar los implementos de seguridad y tener en cuenta los riesgos de los reactivos utilizados en el laboratorio.
CONOCIMIEN TOS PREVIOS PARA EL DESARROLL O DE LA PRÁCTICA.
*Ecuación química *Cálculos estequiométri cos
SEGURIDAD *2 Pipetas (10 mL) *Gradilla *16 tubos de ensayo *Pb(N03)2 0.25 *MNa2C03 0.25 M
RECURSOS A UTILIZAR EN LA PRÁCTICA
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Tabla 9. Cantidades de reactivo por tubo Tubo de ensayo
Volumen
Volumen
1
0,5
7,5
2
1,0
7,0
3
2,0
6,0
4
3,0
5,0
5
5,0
3,0
6
6,0
2,0
7
7.0
1,0
8
7,5
0,5
2. Mezcle, los contenidos de los tubos, según la numeración. Siempre en pares. Vierta el volumen mayor en el menor. Después de mezclar agite unos segundos el tubo, sin colocar el dedo en la boca del tubo. Deje reposar el tubo 10 minutos más.
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3. Mida la altura del precipitado de carbonato de plomo PbCO3 en cada tubo. Registre esta altura en mm. Complete la siguiente tabla: Tabla 10. Resultados experimentales práctica 8
Volumen
Volum
Altura
en
del
Moles de
Moles de
Moles
Reactiv
Tubo
de
o
de
Límite
ensayo
precipita do (mm)
produci dos
0,5
7,5
7mm
0,33 g
1
1,0
7,0
10mm
0,066 g
2
2,0
6,0
17mm
0,13 g
3
3,0
5,0
18mm
0,20 g
4
5,0
3,0
15mm
0,20 g
5
6,0
2,0
12mm
0,13 g
6
7,0
1,0
9mm
0,066 g
7
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7,5
5,0
7mm
0,33 g
8
4. A partir de los resultados determine el reactivo limitante. CÁLCULOS
1. Determine los moles de Para determinar los moles de hicimos el siguiente procedimiento 1: tubo
2: tubo
3: tubo
4: tubo
5: tubo
6: tubo
7: tubo
8: tubo
y
en cada tubo Nitrato de plomo y
carbonato de sodio,
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2. Dibuje una gráfica: altura del precipitado (eje y) de cada tubo contra el número de cada tubo (eje x)
ALTURA DE PRECIPITADO MM
20 18 16 14 12 10 8 6 4 2 0 0
2
4
6
8
10
TUBOS DE ENSAYO
3. Dibuje una segunda gráfica: altura del precipitado (eje y) contra el número de moles de y el correspondiente número de moles de (eje x). 20 ALTURA DE PRECIPITADO MM
18 16 14 12 10 8 6 4 2 0 0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
NUMERO DE MOLES
4. Establezca el reactivo límite en cada tubo, realice los cálculos necesarios. Rta/: Desde el volumen 1 ml hasta el volumen 3 ml el reactivo límite es el de nitrato de plomo: y desde el volumen 5ml hasta el volumen 7,5 es de carbonato de sodio ANÁLISIS DE RESULTADOS:
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Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos. Mediante esta práctica se llevó a cabo el manejo de balanceo de ecuaciones químicas, y cálculos de reactivos limitantes, para así poder lograr determinar las relaciones estequiométricas de los reactantes de una relación química. PREGUNTAS 1. ¿Qué propiedad de la reacción química controló la altura del precipitado del tubo 1 al 4? RTA/: La propiedad de la reacción química que controló la altura del precipitado del tubo 1 al 4 fue:
nitrato de plomo.
2. ¿Cuál fue el factor que controló la altura del precipitado del tubo 5 al 8? RTA/: El factor que controló la altura del precipitado del tubo 5 al 8 fue.
Carbonato de
sodio 3. ¿Cuándo se mide la altura del precipitado, que propiedad del precipitado se está midiendo? Rta/: La propiedad del precipitado que se está midiendo es de desplazamiento es decir la cantidad de
Anexo Dividimos los 16 tubos de ensayos en 8 para el nitrato de plomo y 8 para el carbonato de sodio
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Los 8 tubos con el nitrato de plomo.
Solución vertida 1 y 2
Los 8 tubos de carbonato de sodio
soluciones reposadas donde se ha Diferenciando el reactivo limite en exceso
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CONCLUSIONES En la elaboración de este informe podemos darnos cuenta que las reacciones químicas podemos encontrar un reactivo límite y un reactivo en acceso El reactivo limitante en una reacción será la sustancia o elemento que no esté en exceso, ya que la reacción terminara en el momento en que este se consuma totalmente, .
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PRACTICA: 9 NOMBRE DEL LABORATORIO: ESTEQUIOMETRIA DE REACCIONES QUE INVOLUCRAN GASES Y SOLUCIONES OBJETIVOS DEL LABORATORIO No 9 OBJETIVO GENERAL Generar CO2 a partir de una reacción, determinando la cantidad de gas que se puede obtener.
OBJETIVOS ESPECIFICOS Adquirir destrezas para realizar cálculos estequiométricos. Adquirir la habilidad para interpretar y expresar con claridad y precisión informaciones, datos y argumentaciones, que les dará la posibilidad de seguir aprendiendo a lo largo de la vida, tanto en el ámbito escolar o académico como fuera de él. Calcular el reactivo limitante en una reacción y la cantidad de producto resultante de un problema donde se dan datos de dos de los reactivos.
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INTRODUCCION MARCO TEORICO: Uno de los tres estados naturales de la materia es el gaseoso. Los gases adaptan su volumen al recipiente que lo contenga, expandiéndose de forma que ocupa el mayor volumen posible. La razón es que la distancia entre las moléculas es muy grande comparada con su tamaño, las fuerzas de atracción son muy pequeñas, por lo que el gas no tiene forma ni volumen propio y toma la del recipiente que lo contiene. La atmosfera o capa de aire que rodea la tierra, ejerce sobre la superficie de la tierra una fuerza que es llamada presión atmosférica, esta es una consecuencia del peso del aire. Los gases presentan las siguientes características: •
Fuerza de cohesión casi nula.
•
Sin forma definida.
•
Toma el volumen del envase que lo contiene
•
Se puede comprimir fácilmente.
•
Ejerce presión sobre las paredes del recipiente que los contiene.
•
Los gases se mueven con libertad.
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PROCEDIMIENTO
1.1 PROCEDIMIENTO 1. En un tubo con desprendimiento lateral unido a una manguera cuyo extremo va dentro de una probeta llena de agua colocada boca abajo sobre la cubeta también con agua (ver figura 4), colocar 1mL de una solución de ácido clorhídrico concentrado. 2. Tomar la temperatura y la presión ambiente del laboratorio en el que se realiza la experiencia (p.ej.: en Bogotá la presión es 560mmHg). 3. Verter sobre el tubo 0,1g de CaCO3, sin que este haga contacto con el HCl añadido antes de tapar herméticamente el tubo (puede colocar el carbonato dentro de un papel con el tubo ligeramente inclinado).
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Diseño: LQ. Rodríguez, Johnny 2008 Figura 4. Montaje necesario para la práctica 9
4. Tapar el tubo con un tapón herméticamente 5. Dejar mezclar los reactivos. 6. Una vez que empiece a desplazar el gas, este se va recogiendo en la probeta, que previamente se ha llenado con agua y está invertida en la cubeta. El gas es CO2. 7. Leer el volumen recogido de CO2 (para esto es necesario determinar el volumen inicial de aire contenido en la probeta). 8. Registre sus observaciones y resultados. 9. Repita el procedimiento variando la cantidad de CaCO3 que vierte, hágalo también con 0,2g y 0,3g por separado.
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CALCULOS 1.2 ¿Cuál es la reacción que tuvo un mayor rendimiento en la generación de CO2? Rta: La reacción de mayor rendimiento fue la de 0,3 gramos, al producir 48 ml de CO2
1.3 ¿Determine el número de moles y de gramos de CO2 obtenidos en cada caso? a) b) c) d) e) f)
Para 0,1 g se obtuvo 5,0506 * 10-4 Mol Para 0,2 g se obtuvo 1,06062 * 10-3 Mol Para 0,3 g se obtuvo 1,61619 * 10-3 Mol Para 0,1 g se obtuvo 0,02 g de CO2 Para 0,2 g se obtuvo 0,05 g de CO2 Para 0,3 g se obtuvo 0,07 g de CO2
1.4 Calcule los gramos de CaCO3 que reaccionaron a) Para 0,1 g reaccionan 0,113 g CaCO3 b) Para 0,02 g reaccionan 0,045 g CaCO3 c) Para 0,3 g reaccionan 0,159 g CaCO3 1.5 ¿Qué cantidad de HCl puro se empleó (en moles)? a) Para 0,02 g CO2 se emplearon 9,091*10-4 mol b) Para 0,05 g CO2 se emplearon 2,272*10-3 mol c) Para 0,07 g CO2 se emplearon 3,181*10-3 mol
ANALISIS DE RESULTADOS
El gas ocupa totalmente el nuevo volumen con la disminución correspondiente de su densidad. Esta tendencia de las moléculas gaseosas a moverse de una zona de densidad mayor a otra de densidad menor y así conseguir una densidad media de equilibrio, se conoce como fuerza de difusión.
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Se deduce que se debe comprimir un gas para aumentar su densidad-fuerza de compresión. Un aporte de calor aumenta la energía cinética de las moléculas, favorece su tendencia a moverse incluso a más distancia unas de otras y por tanto provoca una expansión del gas a presión constante.
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CONCLUSIONES GENERALES o En la práctica número 7 se identificó las reacciones químicas, ecuaciones, y balanceo ya que depende para tener una buena práctica. o Esta práctica de laboratorio hace que el estudiante analice lo teórico con lo práctico. o Los temas son de agrado, y todo los que nos rodea y nos ayuda es la química pero hay que tener seguridad en las prácticas y en las soluciones o sustancias que manejamos, pueden generar incidentes. o Se generó conocimientos en el tema del pH de los ácidos y bases fuertes y débiles. o A pesar de estudiar a distancia se trabaja en equipo para cumplir a cabalidad los temas e informes
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REFERENCIAS
o PROFESOR EN LINEA. http://www.profesorenlinea.cl/ o ARIZA, DANILO. 2012. GUIA DE COMPONENTE PRÁCTICO. PAG 76. RECUPERADO 12 MAYO 2013.http://66.165.175.230/campus10_20131/file.php/28/LABORATORIO/Guia_co mponente_practico_Quimica_General_agosto_2012.pdf o ARIZA, DANILO. 2011. CONTENIDO DIDACTICO DEL CURSO. PAG 204. RECUPERADO EL DIA 12 DE MAYO DE 2013. http://66.165.175.230/campus10_20131/file.php/28/CONTENIDOS/Protocolo_QGe neral_formato_cienciasbasicas_ciencias_basicas.pdf o Cibergrafía: o http://www.educaplus.org/gases/ley_charles.html o http://www.quimicaweb.net/ciencia/paginas/laboratorio/material.html o http://www.iespana.es/biolocos/ts/manual2.htm