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PRACTICAS DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL INDICE Resumen………...…………………………………………………………………….. 04 Recomendaciones para el trabajo en el laboratorio………………………..…..05 Práctica N° 01: Reconocimiento de Materiales, Instrumentos y Equipos de Laboratorio………...10

Práctica N° 02: Mediciones I: Masa, Volumen y Temperatura…………………………..……..….….23

Práctica N° 03: Mediciones II: Densidad de Sólidos y Líquidos…………………………..……….…33

Práctica N° 04: Operaciones Unitarias Básicas de Laboratorio……………………………….….….39

Práctica N° 05: Cambios Físicos y Químicos de las sustancias……………………………….…….48

Práctica N° 06: Estructura Atómica y ensayo a la llama ……………………………………..………56

Práctica N° 07: Tabla Periódica y Propiedades de Sustancias comunes………………….………65 Química General

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Práctica N° 08: Enlace Químico………………………………………………………………….…74

Práctica N° 09: Reacciones Químicas …………………………………………………………….79

Práctica N° 10: Estequiometria…………………………………………………………………..….90

Práctica N° 11: Gases y Estequiometria………………………………………………………….98

Práctica N° 12: Preparación de Soluciones ……………………………………………..…..…103

Práctica N° 13: Valoración de Soluciones …………………………………………………….…110

Práctica N° 14: Equilibrio Químico ……………………………………………………………….117

Práctica N° 15: Cinética Química………………………………………………………………...127

Bibliografía………………………………………………………………………134 Química General

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RESUMEN Siendo la química una disciplina experimental, surge la necesidad de desarrollar trabajos prácticos como parte fundamental de esta asignatura. En tal sentido este Manual de Prácticas de Laboratorio de Química General espera hacer un aporte proponiendo experiencias y actividades sobre diferentes temas de acuerdo a lo tratado en los sílabos, abarcando un total de 15 prácticas, elaboradas con criterios de sencillez, empleo de materiales de bajo costo y versatilidad. Este libro ofrece temas que pueden aplicarse en la enseñanza de diversas carreras profesionales, tales como: Ingeniería Civil, de Ingeniería Agrónoma, Ingeniería de Industrias alimentarias, Enfermería, Obstetricia, y carreras afines. Observar, describir y registrar, son tres aspectos vinculados con el trabajo experimental, sin embargo la experiencia indica que frecuentemente los estudiantes de distintos niveles y edades presentan dificultades al momento de realizar estas actividades, lo cual se pone de manifiesto cuando se solicita un informe sobre un experimento realizado en laboratorio. Registrar es una habilidad que se vincula con el lenguaje escrito, que ayuda a ordenar las ideas, conceptos, gráficas, tablas de datos y resultados. El presente Manual permite que el alumno se vaya familiarizando con la metodología del trabajo experimental, que aprenda a registrar sus observaciones, hasta completar un informe de laboratorio. El Manual se va desarrollando a lo largo del ciclo lectivo, de modo que los informes que ya contiene ya han sido evaluados, supervisados o discutidos, siendo una buena modalidad para evidenciar el grado de avance y profundidad en el trabajo, así como el nivel de compromiso y participación individual en el proceso de aprendizaje. Esta obra pretende acercar al docente al trabajo experimental, brindándole herramientas para lograrlo aun en condiciones de escasos recursos. La idea es presentar los experimentos tal corno se manifiestan los cambios en los planes de estudios, para que adquieran un marco más general vinculado con problemas científicos, tecnológicos y sociales. Finalmente en una sociedad cada vez más abierta y compleja, hay una insistencia creciente en que la educación debe estar dirigida a promover capacidades y competencias no sólo conocimientos cerrados. Por eso esperamos que nuestro trabajo tenga un impacto considerable y duradero, y que quienes estudien en él encuentren que la química es interesante, cautivadora y útil. Los Autores

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Universidad Nacional de Barranca RECOMENDACIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO

1. El Laboratorio de Química es un lugar donde se desarrollan prácticas elegidas por el docente para confirmar y reafirmar los conocimientos teóricos impartidos en el salón de clases. 2. Cada alumno deberá ser parte de un equipo. 3. Se pedirán los materiales que utilicen bajo un listado y con un documento, el cual se le entregara cuando finalice la sesión. 4. Al realizar cada práctica deben seguirse las instrucciones, observar y registrar lo que sucede. 5. No deberá cambiar los reactivos de la mesa, ya que las soluciones que son necesarios para cada uno de los análisis serán puestos completos en su mesa de trabajo. Si llegara a faltar algún reactivo en su mesa, favor de pedirlo al encargado (a), no lo tome de otra mesa, pues esto ocasiona una pérdida de tiempo a los demás y el riesgo de contaminación del mismo. 6. Asista a la explicación de su práctica al inicio de cada sesión, se evitara muchas dudas a la hora de trabajar. 7. Se asesorara y resolverán las preguntas durante el análisis de cada grupo. 8. Es importante señalar la necesidad de seguir todos los pasos indicados en cada práctica para obtener los resultados correctos de cada experimento. En todos los experimentos deberán anotarse las observaciones, las ecuaciones químicas (si hubieran), los resultados, los gráficos (dibujos, fotos, laminas, etc.) y al final de cada práctica, las conclusiones, recomendaciones y bibliografía. 9. En el caso de que el experimento no resulta como está planeado, el alumno deberá investigar, consultar y agotar todas las posibilidades para lograr un desarrollo correcto. Si no se lograra el objetivo de la práctica, debe preguntar al docente, él le explicara en donde está la falla y la manera de corregirla. 10.

De esta forma se lograra desarrollar una actitud crítica hacia la materia, un mejor

aprovechamiento de la clase práctica y un apoyo mayor a la clase teórica. Química General

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11.

Todos los desperdicios sólidos que se generen se deben arrojar a los tachos de

basura respectivo y no en los lavaderos, para evitar que las tuberías se tapen y den un mal aspecto al laboratorio. 12.

Todas las prácticas se reportaran en la guía, y si es necesario adicionar o pegar más

hojas. 13.

No se permitirán dos o más faltas a las prácticas ya que son irrecuperables (Nota

cero).

MEDIDAS DE SEGURIDAD EN UN LABORATORIO

1.

No deben efectuarse experimentos no autorizados, a menos que estén supervisados por el docente.

2.

Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente o al auxiliar del laboratorio.

3.

Uso indispensable el uso de equipos de protección personal EPP para el laboratorio (mandil o guardapolvo, lentes y guantes, etc) de uso personal.

4.

No pipetee los ácidos ni bases, puede llegar a ingerirlos.

5.

Lea cuidadosamente la etiqueta del frasco hasta estar seguro que es el reactivo que necesita, no utilice reactivos que estén en frascos sin etiqueta.

6.

Después de que utilice un reactivo, tenga la precaución de cerrar bien el frasco.

7.

Los tubos de ensayo calientes, con líquido o no, deben colocarse en una gradilla de alambre o dentro de un vaso de precipitados.

8.

Cuando se calientan sustancias contenidas en un tubo de ensayo, no se deben apuntar la boca del tubo al compañero o a sí mismo, ya que pueden presentarse proyecciones del líquido caliente.

9.

La dilución de ácidos concentrados debe hacerse de la siguiente manera:  Utilizar recipientes de pared delgada  Añadir lentamente al ácido al agua resbalándolo por las paredes del recipiente, al mismo tiempo que se agita suavemente. NUNCA AÑADIR AGUA AL ACIDO, ya que puede formarse vapor con violencia explosiva.

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 Si el recipiente en el que se hace la dilución se calentara demasiado, interrumpir de inmediato y continuar la operación en baño de agua o hielo. 10. No se deben probar ninguna sustancia. Si algún reactivo se ingiere por accidente, se notificara de inmediato al docente. 11. No manejar cristalería u otros objetos con las manos desnudas si no se tiene la certeza de que estén fríos. 12. No se debe oler directamente una sustancia, sino que sus vapores deben abanicarse con la mano hacia la nariz. 13. No tirar o arrojar sustancias químicas, sobre nadantes del experimento o no, al desagüe. En cada práctica deberá preguntar al profesor sobre los productos que pueden arrojar al desagüe para evitar la contaminación de ríos y mares. 14. Cuando en una reacción se desprenden gases tóxicos se evaporen ácido, la operación deberá hacerse bajo una campana de extracción. 15. Los frascos que contengan los reactivos a emplear en la práctica debe mantenerse tapados mientras no se usen. 16. NO trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo. 17. No trasladar por ningún motivo el mechero de alcohol prendido de un grupo a otro. 18. No ingerir alimentos ni fumar dentro del laboratorio (Al alumno(a) se le separa del aula. 19. Coloca los aparatos y reactivos lejos del borde de la mesa. 20. Mantén las sustancias inflamables lejos de las llamas de los mecheros y no las calientes o destiles directamente con el mechero. 21. Nunca mires por la boca de los tubos de ensayo o matraces cuando se están realizando una reacción, en previsión de salpicaduras. 22.

En general, todos los productos deben mezclarse en pequeñas cantidades y

despacio. 23.

Se deberá mantener una adecuada disciplina durante la estancia en el laboratorio,

evita los desplazamientos innecesarios y nunca corras. 24.

Estar atento a las instrucciones del docente y concentrado en lo que haces.

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25.

Al acabar, deja limpio y seco el material y la mesa, bancas ordenadas del

laboratorio.

SUSTANCIAS QUE DEBEN USARSE CON PRECAUCION

Todas las que se utilizan en las operaciones y reacciones en el laboratorio de química son potencialmente peligrosas por lo que, para evitar accidentes, deberán trabajarse con cautela y normar el comportamiento en el laboratorio por las exigencias de la seguridad personal y del grupo que se encuentre realizando una práctica. Numerosas sustancias orgánicas e inorgánicas son corrosivas o se absorben fácilmente por la piel, produciendo intoxicaciones o dermatitis, por lo que se ha de evitar su contacto directo; si este ocurriera, deberá lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada.

RECOMENDACIONES PARA EL MANEJO DE ALGUNAS SUSTANCIAS ESPECÍFICAS

 Ácido Fluorhídrico (HF): Causa quemaduras de acción retardada en la piel, en contacto con las uñas causa fuertes dolores y solo si se atiende a tiempo se puede evitar la destrucción de los tejidos incluso el óseo.

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 Ácido Nítrico (HNO3): Este acido daña

permanentemente los ojos en unos cuantos segundos y es

sumamente corrosivo en contacto con la piel, produciendo quemaduras, mancha las manos de amarillo por acción sobre las proteínas.

 Ácido Sulfúrico (H2SO4), Fosfórico (H3PO4) y Clorhídrico (HCl): Las soluciones concentradas de estos ácidos lesionan rápidamente la piel y los tejidos internos. Sus quemaduras tardan en sanar y pueden dejar cicatrices. Los accidentes más frecuentes se producen por salpicaduras y quemaduras al pipetear los directamente con la boca.

¿QUE HACER EN CASO DE ACCIDENTE?

En caso de accidente en el laboratorio, hay que comunicarlo directamente al docente.  Salpicaduras por ácidos o álcalis: Lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada. Si la quemadura fuera en los ojos, después del lavado, acudir al servicio médico. Si la salpicadura fuera extensa, llevar al lesionado al chorro de la regadera inmediatamente y acudir después al servicio médico.  Quemaduras por objetos, líquidos o vapores calientes: Aplicar pomada para quemaduras o pasta dental en la parte afectada. En caso necesario, proteger la piel con gasa y acudir al servicio médico.

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Practica N° 01 RECONOCIMIENTO DE MATERIALES, INSTRUMENTOS Y EQUIPOS DE LABORATORIO

I.

OBJETIVOS DE LA PRACTICA:  Reconoce, describe, comprende la estructura de los materiales empleados en la fabricación de instrumentos y equipos de más uso en los trabajos de laboratorio.  Identifica por el nombre, clasificación y señalar los usos y funciones de cada uno de ellos.  Familiarizar al estudiante con los materiales, instrumentos y equipos de laboratorio para su mejor uso.

II.

FUNDAMENTO TEORICO

1. Método de trabajo en el laboratorio Los experimentos realizados durante el desarrollo de una práctica constituyen una oportunidad única para familiarizarse de los hechos y leyes que rigen el desarrollo de las ciencias químicas. El método de trabajo en el laboratorio constituye en si el método científico y el cual tiene las siguientes etapas:       

Observación del fenómeno. Registro de datos. Organización de las observaciones. Formulación de la hipótesis. Comprobación experimental. Conclusiones lógicas Comunicación de los resultados.

Para nuestras prácticas en el laboratorio de hecho que se tendrá que seguir dichos pasos. 2. Materiales, instrumentos y equipos. Para clasificar la gran variedad de materiales, instrumentos y equipos se eligen dos criterios generales para su mejor estudio. Y son: a) Por clase de material empleado en su fabricación: a.1. material de madera: Su empleo es muy variado, debido a su fácil destrucción cuando está en contacto con agentes químicos corrosivos. Ejemplo: gradillas para tubos, soportes para embudos. Química General

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a.2. Material de vidrio: Las que pueden ser puestas en contacto directo con la fuente de calor. Ejemplo: vaso de precipitado, matraces, tubos de ensayo, balones, etc. a.3. Material de arcilla: Se emplea la arcilla en la fabricación de materiales que sean resistentes a elevadas temperaturas. Ejemplo: crisoles, capsulas, etc. a.4. Materiales de acero: Es un material de alta resistencia física y viene a ser una mezcla de hierro, cromo, níquel, bronce, latón, carbón, etc. Ejemplo: soporte universal pinzas, trípode, etc. a.5. Materiales de plástico: Es muy poco empleado en relación a los otros materiales, porque son atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ejemplo: piscetas, cuentagotas, etc. b) Por su uso específico: b.1. Material para medición: Metro, probetas graduadas, buretas, pipetas, picnómetros, cuentagotas, vasos de precipitado, matraces Erlenmeyer, etc. b.2. Instrumentos para medición: Balanzas, densímetros, barómetros, manómetros, voltímetro, amperímetro, potenciómetro, cronómetro, termómetro, etc. b.3. Materiales para separación: Embudos, matraces de filtración, papel de filtro, tamices metálicos, etc. b.4. equipos para separación: De absorción, de secado, centrífugas, decantadores, de extracción, de destilación, etc. b.5. Para mezclas: Tubos de prueba, vasos de precipitado, matraz Erlenmeyer, balones, crisoles, capsulas de evaporación, fiolas, lunas de reloj, cristalizadores, etc. b.6. Materiales para calentamiento: Mecheros, hornos eléctricos, mufla, planchas eléctricas, etc. b.7. materiales para soporte o sostén: Soporte universal, pinzas, trípode, gradillas, nueces, rejillas, triángulo, anillo de extensión, etc. b.8. Materiales para conservación: Frascos para reactivos, piscetas, frascos desecadores, frascos goteros, bidones, etc. b.9. Materiales para reducción de tamaño: Morteros, tijeras, cuchillas, lima, etc. b.10. Materiales para uso diversos: varillas de vidrio (vaguetas), mangueras, espátulas, tubos de vidrio, trampa de vació, luna de reloj, escobillas, etc. Química General

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III. DESCRIPCION DE LAS CARACTERISTICAS, FUNCIONES O USOS DE LOS MATERIALES, INSTRUMENTOS Y EQUIPOS. El alumno llenará los espacios libres de los materiales y equipos que quedaran sin describir; además tendrá que realizar el diagrama de los equipos o materiales con la ayuda de la bibliografía. MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Tubo de ensayo.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. Gradilla.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………. Pipetas.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… Vaso de precipitado.

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Probeta.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. Vagueta.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………. Fiola.

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Embudo.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Pera de decantación.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Luna de reloj.

Balones.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ……………………………………………………….

Bureta.

Matraz Erlenmeyer.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… Matraz Kitasato.

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Embudo Buchner.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. Matraz de destilación.

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………. Escobilla.

Piceta.

Tubo para centrífuga.

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……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Frasco gotero

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. Mechero de alcohol

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………. Mechero de Bunsen

Crisol

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… Cápsula de porcelana

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Trípode

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. Rejilla con cerámica

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………. Triángulo con porcelana

Termómetro

Densímetro

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……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Soporte universal

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. Nuez

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………. Aro soporte

Pinzas

Tenaza

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……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Mortero

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. Papel de filtro

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………. Espátula o cucharilla

Desecador

Tubo refrigerante

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……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

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MATERIAL Y/O INSTRUMENTO

DESCRIPCION ……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

Equipo destilador

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. Balanza

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. ………………………………………………………. Centrífuga

Estufa

Horno eléctrico

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……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

……………………………………………………….. ………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………… ………………………………………………………. …………………………………………………………

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IV. CUESTIONARIO: 1. ¿Qué tipos de vidrios existen? y ¿Cuáles se utilizan en el laboratorio? ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………………………………………………… 2. ¿Por qué los frascos de sustancias ácidas no pueden guardarse cerca de los frascos de sustancias básicas hidróxidos? ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 3. ¿Por qué hay reactivos que no se pueden guardar en frascos transparentes y se guardan en frascos oscuros? ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………………………………………………… 4. ¿Qué tipos de termómetros existen? y ¿Cuál es el uso que se les da? ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………………………………………………… 5. ¿Qué tipos de tubos refrigerantes existen? y ¿Cuál es el uso que se les da? ………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………

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V. CONCLUSIONES: o ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………..… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………………………………………………

VI. RECOMENDACIONES: o ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………..… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………………………………………………

VII. BIBLIOGRAFIA: o ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………..… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………………………………………………

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Practica N° 02

MEDICIONES I Masa, Volumen y Temperatura I. OBJETIVOS DE LA PRACTICA:  Utiliza técnicas e instrumentos más usados en la medición de peso, volúmenes temperatura y densidad.  Familiariza al estudiante en determinación de las diferentes mediciones a realizarse en otras prácticas.  Determina el porcentaje de error por exceso o por defecto en un experimento de Laboratorio. II. FUNDAMENTO TEORICO La química es una ciencia experimental y las medidas son fundamentales para la mayoría de los experimentos. Es importante entonces aprender a usar con propiedad estas medidas, observando su precisión y fuentes de errores de cifras significativas. QUE ES MEDICION Es el procedimiento por el cual se determina cuantitativamente el valor de una magnitud o de una propiedad. Una magnitud es todo aquello susceptible a ser medido. Por ejemplo la masa, la temperatura, la densidad, etc. Se debe tener presente que toda medición es inexacta, es decir siempre existe una diferencia entre lo medido y lo real. Esta diferencia depende en algunos casos del operador y en otros casos del instrumento de medida. QUE ES EL ERROR En toda medición que se realiza, siempre existe un margen grande o pequeño de error. Química General

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Se define Error como la diferencia que existe entre el valor obtenido en la práctica y el valor verdadero o real. Según la teoría estadística existen dos clases de errores: a) Error Absoluto (EA): Es la diferencia que existe entre el valor medido y el valor real. El error absoluto puede ser positivo o negativo. Matemáticamente se expresa como:

EA = V M - V R Dónde:

EA: Error Relativo. VM: Valor medido. VR: Valor real.

b) Error Relativo (ER): Es el cociente obtenido al dividir el error absoluto entre el valor real. El error relativo siempre se expresa en porcentaje.

El error relativo es adimensional y para una medición correcta este error no debe exceder el ± 5 %. QUE ES LA MASA La masa es la medida de la cantidad de materia que tiene un cuerpo. La masa se considera una magnitud invariable y se determina con la balanza. La balanza es un instrumento de gran importancia en el laboratorio de química, con la cual se pesan materiales con precisión. Hay diferentes tipos de balanzas de precisión como las balanzas analíticas (0,0001 g.) y otras con menor precisión como la balanza de triple brazo (0,1 g.). Uso de la Balanza de Triple Brazo a) Fijar el punto cero o punto de equilibrio de la balanza.

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b) Colocar en el platillo el material cuyo peso se desea conocer. Si los objetos son duros y de cierto volumen se colocan directamente, si están pulverizados se toma una espátula y se colocara sobre una luna de reloj de peso conocido. c) Luego mover las pesas corredizas que se encuentran en cada brazo, hasta que se encuentre el peso exacto y esto es cuando la línea que se ubica en el extremo del brazo triple (Fiel) coincide con la línea que se encuentra en el costado del armazón principal (Línea cero). d) La limpieza del platillo así como de toda la balanza es muy importante. MEDICION DE VOLUMENES Para determinar el volumen que ocupa un cuerpo, se tiene que tener presente sus estados (Sólido, Líquido y Gaseoso). a) Volumen de sólidos. Para hallar el volumen de un cuerpo solido se debe tener en cuenta que clase de solido es: si es un sólido regular su volumen se calcula por formulas geométricas. Si se trata de un sólido de forma irregular, el volumen se calcula por la aplicación del principio de Arquímedes, es decir el volumen de agua que desplaza es igual al volumen del cuerpo sólido. b) Volumen de líquidos. Para la medición volumétrica de líquidos se debe tener presente que los vasos de precipitación, matraces y balones se utilizan para indicar solamente volúmenes aproximados, si queremos medir el volumen de un líquido con mayor exactitud se deben utilizar probetas, buretas, pipetas, fiolas aforadas. Todo líquido dentro de un recipiente forma en su superficie un menisco cóncavo, la lectura correcta es la parte inferior del menisco y si el menisco es convexo la lectura correcta es la parte superior del menisco. c) Medición de la temperatura.

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La temperatura la intensidad o nivel calórico de un sistema o de un cuerpo. Para medir la temperatura se hace uso del termómetro, el que contiene mercurio o alcohol sellado dentro de un tubo capilar. Los pirómetros registran la energía radiante que se desprende de un cuerpo caliente y se utilizan para temperaturas muy altas. La temperatura se expresa en grados ya sea en escala relativa o escalas absolutas, teniendo la relación matemática siguiente:

°C

°F

°K

°R

100

212

373

672

Ebullición del agua

Fusión del hielo

100

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0

32

273

492

16.6

0

256.3

460

.-273

.-460

0

0

Cero absoluto

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III. EQUIPOS Y MATERIALES: Instrumentos:    

Una balanza de Triple brazo. Una balanza Analítica. Un densímetro. Termómetro. Materiales:

    

Una Probeta Graduada de 100 ml. Una pipeta de 10 ml. Dos vasos de precipitación. Una varilla de vidrio. Un frasco lavador (Pisceta). Reactivos:

 Agua potable.  Muestra sólida  Muestra líquida

Dibuja materiales y reactivos.

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IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 4.1 Experimento N° 01: Medición de la masa  Proveerse de tres objetos sólidos para determinar su peso.  Antes de realizar la pesada, verificar que la balanza este limpia y nivelada.  Pesar cada objeto seleccionado en la balanza de triple brazo (BTB) (VM) y luego en la balanza analítica (BA) (VR), con toda la exactitud posible y anote dichos pesos.  Determine el error absoluto y el porcentaje de error, considerando la pesada más exacta en la balanza más precisa como la de valor verdadero.  Lleve los datos a la tabla No 1:

Tabla No 1 MEDICION DE MASA Objeto/Sustancia

BTB

BA

EA

ER

GRAFICA

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4.2 Experimento N° 02: Medición de volumen de sólidos. Tener presente si se trata de un sólido regular o irregular. Si fuera regular:  

Medir la longitud, ancho o espesor, radio. Etc. Según los casos. Calcule el área y el volumen del sólido utilizando las fórmulas geométricas.

Si fuera irregular:     

Colocar en una probeta limpia y seca un cierto volumen de agua (Vi) Agregar el sólido cuyo volumen se desea conocer. Anotar el desplazamiento del volumen en la probeta (Vf) La diferencia de volúmenes (Vf-Vi) es el volumen del sólido. Proceda al llenado de la tabla No 2, con mediciones de 3 solidos.

TABLA No 2 MEDICION DE VOLUMENES SOLIDOS MUESTRA (Forma)

Long Alt

REGULAR Esp Rad

Area

Vs

Vi

IRREGULAR Vf Vs

GRAFICA

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4.3 Experimento N° 03: Medición de volumen de líquidos. 

Provéase de dos líquidos para determinar su volumen y anote su denominación. Pipetee cuidadosamente 50 ml de solución y trasvasarlo a un vaso de precipitación. Una vez pipeteado los 50 ml pasarlo cuidadosamente sin derramar a la probeta graduada. Lea cuidadosamente el volumen que ocupa el líquido en la probeta y anota. Repita el procedimiento con otro líquido diferente. Calcule el error absoluto y relativo en la tabla No 3, tome como valor verdadero la lectura hecha con el material que tenga el menor porcentaje de error. Proceda al llenado de la tabla No 3 con los datos.

    



TABLA No 3 MEDICION DE VOLUMENES Líquido

Vaso Precipitado

Probeta

Error Absoluto

Error Relativo

GRAFICA

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4.4 Experimento N° 04: Medición de la temperatura 1. Provisto de un termómetro tomar 05 lecturas de la temperatura del medio ambiente en diferentes puntos e indicar la hora en la que se realiza la medición y calcular el promedio. 2. Medir la temperatura de salida del agua de caño. Tomar 5 datos y calcular el promedio. 1. Proceda al llenado de la tabla No 4 con los datos.

TABLA No 4 TIEMPO

MEDICION DE LA TEMPERATURA TEMPERATUAR DEL AMBIENTE

TEMPERATURA DEL AGUA DE CAÑO

Promedio

GRAFICA.

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V. CUESTIONARIO: 1. ¿Qué diferencia existe entre una balanza de triple brazo y una balanza analítica? …………………………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………… 2. ¿Qué recomendaciones debe tener presente para instalar y operar una balanza? ………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………. 3. ¿Cuáles son las técnicas generales para obtener el peso de las muestras? ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………………. VI. CONCLUSIONES: o ………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………...… …………………………………………………………………………………….….. VII. RECOMENDACIONES: o …………………………………………………………..………………………..… ……………………………………………………………………………………..… ………………………………………………………………………………………..

VIII. BIBLIOGRAFIA: o ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………..… ………………………………………………………………………………………..

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Practica N° 03 MEDICIONES II DENSIDAD DE SOLIDOS Y LIQUIDOS

I. OBJETIVOS DE LA PRACTICA:  Aprende a medir la masa, volumen y densidad de sólidos y líquidos.  Determina la masa, el volumen y la densidad Utilizando técnicas e instrumentos más usados en la medición.  Familiariza al estudiante en determinación de las diferentes mediciones a realizarse en otras prácticas.  Determina el porcentaje de error por exceso o por defecto en un experimento de Laboratorio. II. FUNDAMENTO TEORICO LA DENSIDAD Es una unidad física de concentración y se define como la masa por la unidad de volumen. La densidad se puede emplear para distinguir o identificar entre dos sustancias. Se denota por D. Donde: M= masa (Kg, g, lb,..) V= volumen (dm3, cm3. ..)

D

M V

D= densidad absoluta. (g/cm3, g/ml y g/l en gases) DENSIDAD DE UNA MEZCLA Esta dado potr la masa total entre el volumen total de los componentes de la mezcla. Para volúmenes iguales.- Si en la mezcla se encuentran volúmenes iguales de los “n” componentes y se conoce las densidades de cada componente seria la Química General

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sumatoria de las densidades de los “n” componentes divididos entre el número de componentes (n).

Dm 

D1  D2  D3  ......... Dn n

Densidad Relativa (Dr).- Es una cantidad adimensional que resulta de dividir la densidad de un cuerpo entre la densidad de otro cuerpo con el cual se desea comparar. A DA Dr  D( )  B DB

Peso Específico ( ).- Es una unidad física de concentración que resulta de dividir el peso de un cuerpo homogéneo entre su volumen.

 

W V

Peso Específico Relativo.- Es una cantidad adimensional que resulta de dividir el peso específico de un cuerpo entre el peso específico de otro cuerpo con el cual se desea comparar.

A A  ( )  B B

III. EQUIPOS Y MATERIALES: Equipos y Materiales:       

Una balanza Analítica. Un densímetro. Una probeta 50 ml o 100 ml Una Fiola 100 ml. Pisceta Vaso 250ml.

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Reactivos:    

Agua potable. Muestra sólida Muestra líquida Muestra Problema

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IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 4.1 Experimento N° 01: Medición de la densidad de líquidos. 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Determinar la masa de la fiola limpio y seco. Llenar al ras con una muestra líquida. (…………………………..) Pesar el conjunto y por diferencia calcular la masa del líquido. Calcular la densidad. Volver a calcular con el densímetro. Encontrar el porcentaje de error de ambos resultados.

Observación ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………. Gráfica

Cálculos y resultados:

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4.2 Experimento N° 02: Medición de densidad de un sólido. 2. Medir 50 ml de agua destilada en una probeta. 3. Pesar una muestra sólida. Peso: ……………….. 4. Agregar el sólido en la probeta y calcular el volumen desalojado (VfVi):………….… 5. Calcular la densidad del sólido. 6. Buscar en tablas la densidad del sólido 7. Encontrar el porcentaje de error de ambos resultados. Observación: ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… Gráfica:

Cálculos y resultados:

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Ejercicios: 1.- ¿Cuál es el costo de 4 m3 de aceite importado cuya densidad es de 0.78 g/ml y se vende a S/7.5 nuevos soles por kilogramo?

2.- La densidad de un cuerpo metálico es 11.2 Kg/l. Determine el volumen en galones de 112 libras de este cuerpo.

3.- Se venden 4litros de leche adulterada con un peso de 4.14 Kg. Si la densidad de la leche pura es 1.04 Kg/lt ¿Cuánto de agua hay?

4.- Un recipiente lleno de aceite (D=0.8 g/ml) pesa 240 g. Si está lleno con agua pesara 460 g. ¿Cuánto pesara cuando esté lleno con alcohol etílico (D=0.78 g/ml)

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5.-Una aleación de metales X y Z tienen una densidad de 7.8 g/cm 3. Las densidades de X y Z son 6 g/cm 3 y 11 g/cm3 respectivamente. ¿Qué porcentaje en peso de X hay en la aleación?

V.. CONCLUSIONES: o ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………..… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………………………………………………

VI. RECOMENDACIONES: o ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………..… ……………………………………………………………………………………………………………………………….. VII. BIBLIOGRAFIA: ………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………..… ………………………………………………………………………………………………………………………………..

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Practica N° 04

OPERACIONES UNITARIAS BASICAS DE LABORATORIO

I. OBJETIVOS DE LA PRACTICA: 

Realizar un estudio y reconocimiento de técnicas y operaciones básicas de separación de muestras líquido-sólido, líquido–líquido, basándose en las propiedades físicas de cada componente.



Familiarizarse con el uso correcto y adecuado del papel de filtro y de los equipos utilizados durante la práctica de decantación, precipitación, filtración, centrifugación, destilación y extracción.

II. FUNDAMENTO TEORICO El logro de esta práctica es aprender a separar y purificar sustancias, mediante operaciones unitarias de laboratorio como son la decantación, precipitación, filtración, centrifugación, destilación y extracción. Estas operaciones, son aplicadas en la industria a gran escala utilizando tecnologías adecuadas más o menos simples, que en forma sencilla desarrollaremos en la presente práctica. 2.1. DECANTACION: Cuando una mezcla heterogénea de un sólido con un líquido se deja en reposo, después de un tiempo,

el sólido se va al fondo de recipiente (decanta).

Después se separa el líquido del sólido, al ponerlos en contenedores distintos. 2.2. PRECIPITACION: Ocurre cuando una sustancia soluble se transforma en una insoluble, por la acción de un reactivo; o también la formación de sólidos a partir de una mezcla de dos disoluciones diferentes originando una reacción química y el producto es insoluble en agua. El sólido en este caso toma el nombre de precipitado. Química General

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2.3. FILTRACION: Cuando una mezcla heterogénea de un líquido con un sólido se hace pasar a través de un filtro, el sólido queda retenido se le denomina RESIDUO y a la parte líquida que pasa a través del filtro se le denomina FILTRADO. 2.4. CENTRIFUGACION: Es un método sencillo y se utiliza para separar mezclas líquido-sólido, en un equipo especial denominado CENTRIFUGA, en el cual las partículas sólidas suspendidas en el líquido son empujadas hacia el fondo, mientras que las partículas ligeras sobrenadan en el líquido. 2.5. DESTILACION: Es un proceso físico que sirve para separar mezclas homogéneas que tienen varios componentes. Este proceso se fundamenta en las distintas volatilidades de las sustancias presentes en la mezcla. La destilación presenta varias etapas, la primera es el calentamiento de la solución, luego la vaporización del componente más volátil y la tercera es la condensación de dicho componente cuando ingresa a un tubo refrigerante. Existen varios tipos de destilación: Destilación simple, al vacío, fraccionaria y al vapor. 2.6. EXTRACCION: La extracción es una técnica que consiste en separar un componente de una mezcla por medio de un disolvente que no reacciona químicamente con el primer solvente. Esta técnica se aplica en la extracción de drogas de las plantas. Cuando la solubilidad de la planta es demasiado grande se colocan por ejemplo las hojas, flores, tallos, completamente secos con el solvente por espacio de 10 días o más después se filtra y se extrae la sustancia. Si se trata de extraer líquidos basta con agitarlos en un embudo de separación. Cuando la solubilidad es pequeña se requiere realizar una extracción continua. Química General

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III. MATERIALES Y REACTIVOS 

EQUIPOS: 



Un equipo de Centrifuga.

MATERIALES:  Un vaso de precipitación de 500 ml.  Dos vasos de precipitado de 100ml.  Un embudo de vástago largo.  Un embudo de separación.  Papel de filtro.  Pisceta.  Tubos de ensayo con su gradilla correspondiente.  Una pipeta de 5 ml.  Un matraz Erlenmeyer  Una varilla de agitación.



REACTIVOS:  Agua turbia.  Alumbre  Oxido de calcio  Nitrato de plomo II  Ácido clorhídrico.  Cromato de potasio.  Solución de Iodo.  Bencina.

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NOTA: Dibuja o pega los materiales, equipos y reactivos. IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 

EXPERIMENTO N° 01: DECANTACION. 

En un vaso de precipitación de 500 ml tome una muestra aproximada de 300 ml de agua turbia.



Agregue aproximadamente 25 ml de una solución de alumbre y posteriormente combínelo con 10 ml de solución de óxido de calcio.



Con la varilla de agitación, agite vigorosamente la mezcla final y déjela en reposo durante 30 minutos.



Anote las observaciones correspondientes. Reacción Química………………………………….………………………………… Observación:……………………………………………………………… ……………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………

Gráfica:

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

EXPERIMENTO N° 02: Precipitación 01: 

En un tubo de ensayo coloque 5 ml de una solución de Nitrato de Plomo II, luego añada 2.5 ml de ácido clorhídrico.



Mezcle ambas sustancias y déjelas en reposo



La reacción que se produce es lenta ( ) instantánea ( )



Se forman dos fases, la fase sólida se denomina …………………………………….y la fase líquida se llama ……………………………………………………………………………

Precipitación 02: 

En un tubo de ensayo coloque 5 ml de Nitrato de Plomo II, luego añada 5 ml de solución de cromato de potasio.



Mezcle ambas sustancias y déjelas reposar por cinco minutos.



Formule la ecuación química de las dos pruebas …………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………..



Observaciones ………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………..



Grafique la prueba 01 y 02 con sus fases e indique sus nombres con sus respectivas formulas. Puede usar hoja adicional.

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4.4 EXPERIMENTO N° 04: FILTRACION.  Doble correctamente el papel de filtro e introdúzcalo dentro del embudo de vástago largo humedézcalo para que el papel quede adherido al embudo.  Tome la muestra final del experimento No 03 agítela y proceda a efectuar la filtración.  Responder ¿Hay reacción química en el experimento?..................  En la técnica de filtración el nombre de la fase solida se denomina llama………………………y es de color………………………………... y la fase líquida se denomina………………………… y es de color ………………………………… Gráfico:

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4.5 EXPERIMENTO N° 05: EXTRACCION.  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: ………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………… Gráfica: Realice un esquema y señale ambas fases con las soluciones químicas correspondientes.

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V. CUESTIONARIO: 1. Explique si mediante la técnica de decantación se logra la separación total de la sustancia que se quiere separar. ……………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………………….. 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. ………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. Química General

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VI.

CONCLUSIONES: • ………………………………………………………………………….. • …………………………………………………………………….….… • ………………………………………………………………………..… • …………………………………………………………………………..

VII.

RECOMENDACIONES: • ………………………………………………………………………….. • ……………………………………………………………………… • ……………………………………………………………………

VIII.

BIBLIOGRAFIA:

• ………………………………………………………………………….. • …………………………………………………………………………… • …………………………………………………………………………….. • ……………………………………………………………………………..

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Practica Nº 05 CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS DE LAS SUSTANCIAS

I.

OBJETIVOS:  Diferenciar entre un cambio físico y químico.  Observar las propiedades de algunas sustancias antes y después del cambio.  Observar los distintos cambios que suceden en las reacciones químicas.

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Las sustancias que experimentan un cambio físico permanecen químicamente idénticas al final del cambio, su composición no se altera y sus moléculas no cambian. Ejemplos de estos cambios de estado son la fusión, la congelación, la evaporación, la sublimación, la condensación, etc.

Por el contrario, los productos de un cambio químico son diferentes a los reaccionantes: su composición es diferente. En las moléculas de los productos se encuentran los mismos átomos, con la diferencia que han sido reorganizados. Puesto que se han formado sustancias diferentes, aparecen nuevas propiedades. REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química es todo cambio ó transformación en la composición y estructura de una sustancia, por acción de otra sustancia diferente ó de alguna forma de energía. En toda reacción química, hay rompimiento de enlaces y formación de nuevos enlaces químicos. Una reacción química implica un reagruoamierlo de los átomos ó de los iones para formar una nueva sustancia. La mayoría de las reacciones químicas van acompañadas por cambios visibles, como cambio de color, formación de un precipitado, desprendimiento de un gas, liberación (ó absorción) de luz ó calor. Química General

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III.

MATERIALES Y REACTIVOS: Materiales  

Mechero de Bunsen Trípode y malla de asbesto

•

2 tubos de ensayo con gradilla

•

Una cápsula de porcelana

•

Un vaso de precipitación de 100 mL.

•

Una pinza para tubos

•

Una pinza para crisol

•

Una pipeta de 5 ó 10 ml

•

Una varilla de agitación (de plástico ó de vidrio)

•

Un frasco lavador

•

Balanza analítica

Reactivos •

Cinta de Magnesio

•

Papel de tornasol rojo e indicador fenolftaleína

•

2 Clavos de Hierro de 2"

•

Agua destilada

•

Ácido clorhídrico 6M

•

Carbonato de calcio ó mármol molido.

•

Solución de sulfato de cobre 3% en peso

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IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Experimento N° 01: Propiedades del Magnesio.

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: ……………………………………………………………. 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

: ………………………………………..

Observación: ………………………………………………………………………………..… …………………………………………………………………………..……… Gráfica del experimento: (Anexe hoja aparte)

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Experimento 2: Cambio Químico “a” 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

observaciones:

¿De

qué

_______________________

20

minutos,

color

era

la

color

es

¿De

qué

anotar

las

siguientes

solución la

inicial?

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:……………………………………………………….…. Observaciones

Gráfica del experimento:

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Experimento 3: Cambio Químico “b” 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) ________________________________________________________ Observaciones

Gráfica del experimento:

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Experimento 4: Cambio Físico “a” 1. Tome una varilla pequeña de vidrio, sujétela con la pinza por un extremo y caliéntela al mechero ¿Qué observa?..................................................... ……………………………………………………………………………………

2. Describir los cambios en el aspecto del vidrio mientras esta en la llama:…………………………………………………………….…………… 3. Retirar la varilla de la llama y dejarlo enfriar. ¡Ha sufrido alguna transformación?....................................................................... ¿Qué clase de cambio ha ocurrido?........................................................... ¿Hubo reacción química?...................................................................................... Gráfica del experimento:

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Experimento 5: Cambio Físico “b” 1. Colocar 0.5 g de sulfato de cobre hidratado en una capsula de porcelana y calentarlo suavemente. ¿Qué cambios observa? .........................................……………………… 2. Ahora agregue 5 gotas de agua

y observe. ¿Es una transformación

química?. ……………………………………….¿Cómo se clasificaría este cambio? …………………… Gráfica del experimento:

V.

CUESTIONARIO:

1.- ¿Qué clase de energía se requiere para que se realicen los cambios de estado en la materia?

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Universidad Nacional de Barranca 2.- Llenar la siguiente tabla para cada uno de los fenómenos indicados. ¿ES CAMBIO FENÓMENO

FÍSICO Ó

EXPLICACIÓN

QUÍMICO? El aire se presiona con una bomba para forzarlo a entrar a la llanta Explosión de la dinamita Cortar la leche Una pepita de oro se aplasta como una gran lámina delgada La descomposición térmica de la piedra caliza Una hoja tornándose amarilla

Pasar electricidad a través de agua generando gases Una toalla húmeda se seca al sol El helado se derrite

La digestión de la comida en tu cuerpo La densidad del agua se incrementa

VI.

CONCLUSIONES:

VII.

RECOMENDACIONES:

VIII.

BIBLIOGRAFIA:

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Practica Nº 06 ESTRUCTURA ATOMICA Y ENSAYO A LA LLAMA

I. OBJETIVOS:  Conocer el estudio de las propiedades de los electrones y la estructura atómica.  Comprobar la coloración que emiten los electrones de algunos elementos al pasar de un nivel de menor energía a otro de mayor energía por adición de energía calorífica.  Estudiar los postulados de Bhor.  Identificar los tipos de combustión.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO: 2.1.- COMBUSTION Y TIPOS: Mechero de Bunsen.- Es el más común empleado, el cual recibe su nombre al Químico Alemán del siglo XIX Robert Wilhelm Bunsen (1811 – 1899). Es un instrumento utilizado en laboratorios científicos para calentar o esterilizar muestras o reactivos químicos. El quemador tiene una base pesada en la que se introduce el suministro de gas, de allí parte un tubo vertical por el que el gas fluye, tiene algunas perforaciones en los laterales que permiten la entrada del aire con el flujo del gas. La llama es producida por la reacción química de dos gases: Un gas combustible (propano, butano, gas natural) y un gas comburente (oxígeno, proporcionado por el aire). El gas se mezcla con el aire y el conjunto arde en la parte superior del mechero, efectuándose de esta forma la combustión. Se tiene dos clases de llamas:

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a) Llama no Luminosa: Es cuando los agujeros laterales están abiertos y se ajusta la entrada de aire para producir llamas de alta temperatura estas de color azulado pueden llegar a ser invisibles contra un fondo uniforme.

La reacción que sucede es la siguiente: C3H8 + 5O2

3CO2 + 4H2O + calor (combustión completa)

En este tipo de llama se observa tres zonas:  Zona Fría (1)  Cono Interno (2)  Cono Externo (3)

b) Llama Luminosa: Es cuando los agujeros laterales están cerrados, el gas solo se mezcla con el oxígeno atmosférico en el punto superior de la combustión ardiendo con menor eficacia y produciendo una llama de temperatura más fría y color rojizo o amarillento. La reacción que sucede es la siguiente: C3H8 + 3O2

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C + 2CO + 4H2O + calor (combustión incompleta)

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Para determinar las temperaturas de las diferentes zonas de la llama se utiliza el alambre de nicrom que adquiere diversos colores a distintas temperaturas como se indica: T°C Color

500 Rojo oscuro

700 Rojo

1100 Anaranjado

1500 Blanco

2.2.- 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 de 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. A

continuación se presenta una tabla con algunos de los elementos que

imparten colores característicos a la llama: ELEMENTO *Ba *Ca Cu Cr

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COLOR DE LA LLAMA Verde amarillento Rojo – Anaranjado Azul verde – intenso Amarillo

INTENSIDAD

(Ǻ)

Baja Media Media Media

5.150 6.060 5.790 – 5.850 5.790 – 5.850

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Universidad Nacional de Barranca Cs In *K

Rojo claro Violeta rosado Violeta

Media Media Alta

6.520 – 6.940 4.510 4.044

Li Na

Rojo intenso Amarillo

Alta Muy alta

6.710 5.890 – 5.896

Pb

Azul gris claro

Escasa

-------

*Sr

Rojo carmín

Media

6.620 – 6.880

Rb

Rojo azulado

ELEMENTO

COLORACION A LA ELEMENTO LLAMA Ti Verde As B Verde Sb Se Azulado V Te Azul pálido Mo *A través de un vidrio de Cobalto, La coloración de la llama cambia.

a.

COLORACION A LA LLAMA Azul pálido Verde azulado pálido Verde pálido Verde pálido

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 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 = hγ

Dónde:

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h= Constante de Planck = 6,6256x10 Jxs 8 c= Velocidad de la luz en el vacío = 2,9979x10 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 λ (nm)

Violeta 395 455

Azul 455 490

Verde 490 515

Amarillo 515 590

Naranja 590 650

Rojo 650 750

Conversión: 1 nanómetro = 0.000000001 metros = 1 x 10-9 m. III. MATERIALES Y REACTIVOS: Materiales     

Lunas de reloj Agujas de Nicrom Tenaza de madera Pisceta Mechero Bunsen

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.

Grafica de los materiales y reactivos utilizados Química General

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IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Experimento N° 01: Identificación de las llamas luminosa y no luminosa y tipos de combustión. 5. Encienda el mechero de bunsen cuidadosamente, colocando primero el cerillo encendido sobre la parte superior del cañón y luego abra gradualmente la llave de control de ingreso del gas. Es preferible que esta operación se realice con el anillo de ingreso de aire cerrado. 6. Con el anillo de ingreso de aire cerrado, observe el tipo de llama ¿Qué nombre tiene este tipo de llama? …………………………………………. 7. Luego habrá lentamente y cuidadosamente el anillo de ingreso de aire y anote las características de la llama ¿Qué nombre tiene este tipo de llama?............................................................. Complete la tabla: Tipo de Complete la Reacción Combustión Química Incompleta C3H8 Completa

Tipo de Llama

Característica

C3H8

Gráfica del ensayo:

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Experimento N° 02: Identificación de las temperaturas en las diferentes zonas de la llama no luminosa.

4. Prenda el mechero de Bunsen y ajuste a llama no luminosa e identifique las conos internos y externos. 5. Con la tenaza de madera coger la aguja de nicrom por un extremo. 6. Seguidamente identificar con la punta del alambre de nicrom, las temperaturas en las diferentes zonas de la llama no luminosa. ¿En qué zona

de

la

llama

el

alambre

de

nicrom

se

vuelve

al

rojo

vivo?............................................. .

Observaciones:

Gráfica del experimento:

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Experimento N° 03: Identificación y estudio de los Saltos cuánticos.

4. Prenda el mechero de Bunsen y tome con el alambre de nicrom con la tenaza coloque en HCl concentrado para limpiarlo de impurezas. 5. Luego calentarlo al rojo vivo en el mechero. 6. Coger con la aguja de nicrom la sal respectiva 7. 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. 8. Deseche la aguja usada y repita el experimento con otras sales. 9. Realice los cálculos respectivos y anexe en hoja aparte. 10. Complete la tabla con sus datos y resultados. Muestra de Sal

Color de la Llama

Elemento posible

Longitud de Onda (nm)

Energía (Joule)

Frecuencia (Hz)

Gráfica 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? 7. ¿Cuantos minutos le llevaría a una onda de radio viajar del planeta Venus a la Tierra? (La distancia promedio de Venus a la Tierra es de 28 millones de millas) VI.

CONCLUSIONES:

…………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… …………………………………………………………………………………... …………………………………………………………………………………...

VII.

RECOMENDACIONES:

…………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… …………………………………………………………………………………...

VIII.

BIBLIOGRAFIA:

…………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… Química General

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Practica Nº 07 TABLA PERIODICA Y PROPIEDADES DE SUSTANCIAS COMUNES

I.

OBJETIVOS:  Comprobar las propiedades físicas y químicas de los principales elementos que componen las sustancias alcalinos térreos, metales de transición y halógenos.  Analizar los resultados para descubrir las tendencias de las propiedades de los elementos de la tabla periódica.

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO: 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 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).

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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.

# Periodo = # niveles 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 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

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e- de valencia ns1 ns2 ns2, np1 ns2 , np2 ns2 , np3 ns2 , np4 ns2 , np5 ns2 , np6

Denominación Metales Alcalinos Metales Alcalinos Terreos Boroides ó Terreos Carbonoides Nitrogenoides Anfígenos ó calcogenos Halógenos Gases Nobles ó raros

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b) Grupo B.- Se encuentran los elementos de transición, en cuyos átomos los electrones de mayor energía relativa están en orbitales “d” ó “f”.

Grupo “A” (Elementos Representativos) Grupo

IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB

Config Electrónica Terminal ns1(n-1)d10 ns2(n-1)d10 ns2(n-1)d1 ns2(n-1)d2 ns2(n-1)d3 ns1(n-1)d5 ns2(n-1)d5 ns2(n-1)d6 ns2(n-1)d7 ns2(n-1)d8

Familia del:

Cu, (Metal, Acuñación) Zinc (Elemento) Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Elementos Ferromagnéticos Fe,Co, Ni

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).

Elementos metálicos: 

En el estado de condensación (sólido – líquido) presentan brillo metálico.



Todos existen en estado sólido, en forma cristalina. Todos excepto 4 que son sólidos a 30°C.



En reacción con los no metales, piedren algo de su densidad electrónica.

Elementos no metálicos: 

Son aislante electrónicos y a lo más semiconductores.



Los átomos no metálicos reaccionan con los metálicos, Reciben o aceptan electrones de los metales.

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III.

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 Fenolftaleina. 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.

Grafica de los materiales y reactivos utilizados Química General

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IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Experimento N° 01: Familia de los metales alcalinos. 8. En un tubo de prueba coloca 2 mL de agua destilada. 9. Agrega centigramos de sodio metálico y tapa la boca del tubo de ensayo. 10. Encender una cerilla y acercarlo a la boca del tubo. 11. Agrega una gota de fenolftaleína. Observaciones: …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………………….

Ecuación Química ………………………………………………………………………………….

Gráfica del ensayo:

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Experimento N° 02: Familia de los Alcalinos Terreos.

7. Coloca en un tubo de ensayo un trocito de magnesio metálico o una granalla de calcio metálico. 8. Adicionar 2 mL de agua destilada y 2 gotas de fenolftaleína. 9. Se puede adicionar calor suavemente. 10. Anota sus observaciones y ecuación química. 11. En tres tubos de ensayo adiciona 1 mL de solución de MgCl 2, CaCl2 y SrCl2 todos a una concentración de 0.1 M. 12. Agrega a cada tubo de ensayo 1 mL de Na2CO3 0.2 M; agitar suavemente. Observaciones: …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. Ecuación Química: 1…………………………………………………………………………………. 2…………………………………………………………………………………. 3…………………………………………………………………………………. 4………………………………………………………………………………….

Gráfica del experimento:

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Experimento N° 03: Familia de los Halógenos.

11. En tres tubos de prueba adicionar 0.5 mL de NaBr, NaCl y KI 12. A cada tubo de ensayo adicionar tres gotas de AgNO3 13. Luego adicionar a cada tubo de ensayo 6 a 8 gotas de NH4OH.

Observaciones: …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………………….

Ecuación Química 1…………………………………………………………………………………. 2…………………………………………………………………………………. 3………………………………………………………………………………….

Gráfica del ensayo:

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Experimento N° 04: Familia de los Metales de transición.

1. A un tubo de ensayo coloca un trocito de Zn metálico ó Fe metálico, luego agregar 0.5 mL de HNO3 QP y agitar. 2. A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de ZnSO4 más 1 mL de NaOH. 3. A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de FeCl3 más 1 mL de NaOH. 4. A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de Pb(NO3)2 más 1 mL de Na2SO4 5. A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de BaCl2 más 1 mL de K2CrO4. 6. A un tubo de ensayo adicionar 1 mL de CuSO4 más 1 mL de NaOH.

Observaciones: …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. Ecuación Química 1…………………………………………………………………………………. 2…………………………………………………………………………………. 3…………………………………………………………………………………. 4…………………………………………………………………………………. 5…………………………………………………………………………………. 6………………………………………………………………………………….

Gráfica del ensayo:

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V.

CUESTIONARIO: (Anexe en hoja aparte) 4. ¿Dibuje la tabla periódica y resalte con amarillo los elementos estudiados. 5. ¿En cada periodo cuántos elementos existen y cuáles son? 6. Indique cuantos elementos de la tabla periódica son sólidos, líquidos y gaseosos?.

VI.

CONCLUSIONES: …………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… …………………………………………………………………………………... …………………………………………………………………………………...

VII.

RECOMENDACIONES: …………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… …………………………………………………………………………………...

VIII.

BIBLIOGRAFIA: …………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… …………………………………………………………………………………...

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Practica Nº 08 ENLACE QUIMICO

I.

OBJETIVOS:  Comprobar los tipos de enlace de diferentes sustancias.  Determinar la capacidad de conducción eléctrica de electrolitos fuertes y débiles.  Definir la polaridad o apolaridad de los compuestos covalentes.

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La tendencia universal de la materia es la de contener el menor estado de energía y de esa manera lograr estabilidad. De acuerdo a esta tendencia los átomos se unen entre ellos, mediante enlaces químicos formando agregados (moléculas) de un menor estado de energía y por consiguiente de mayor estabilidad. Esto se debe a que al formar el enlace químico los átomos liberan energía, esta energía debe ser aproximadamente superior a 10 kcal/mol.

2.1 Clasificación de Enlaces Químicos.

Enlace Iónico.- Se define por la tendencia que tienen los electrones de transferirse a otros átomos. Los compuestos binarios se forman entre un metal de baja electronegatividad (IA y IIA) y un no metal de alta electronegatividad (VIIA, O y N). Enlace Covalente.- Se caracteriza por la compartición de electrones de valencia de átomos. En los tipos de enlace covalente tenemos: Covalente normal, covalente coordinado o dativo, covalente simple y covalente de enlace múltiple. Por su polaridad tenemos: el enlace de covalente polar y en lace de covalente apolar (No polar) Química General

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III.

MATERIALES Y REACTIVOS: Materiales          

Vaso precipitado de 100 mL Probeta. Trípode con su malla de asbesto. Varilla de vidrio. Tubos de ensayo. Pipetas. Equipo para medir la conductividad. Pisceta Mechero Bunsen. Gradilla porta tubo

Reactivos              

Solución de CuSO4. Solución de NaCl al 1% Solución de NH4OH 0.1M Solución de NaOH 0.1M Solución de CH3COOH 0.1M Solución de HCl 0.1M Solución de Glucosa. Etanol. Benceno. NaCl sólido. Glucosa. Parafina. Yodo sólido. Agua destilada.

Grafica los materiales y reactivos utilizados Química General

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IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Experimento N° 01: Solubilidad de Sólidos y Líquidos Polares y No polares. 12. Primero; En 04 tubos de ensayo adiciona 1 mL de benceno en c/tubo. 13. Segundo: En 04 tubos de ensayo adiciona 1 mL de agua destilada. 14. Tercero: En 04 tubos de ensayo adiciona 1 mL de etanol. 15. En los 4 tubos que contiene el benceno agregar un trocito de parafina (tubo 1), cristales de glucosa (tubo 2), cristales de yodo (tubo 3) y cristales de cloruro de sodio (tubo 4). 16. Proceder del mismo modo con los tubos que contienen agua y etanol. 17. Completar la tabla adjunta según: Soluble (S), semisoluble (SS) e insoluble (I). Sólidos

Parafina

Sacarosa

Yodo

NaCl sólido

Solvente

Benceno Agua Etanol

Observaciones: …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. Gráfica del ensayo:

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Experimento N° 02: Conductividad eléctrica enlace iónico y covalente.

13. Arma un equipo de un foco de luz con su tomacorriente y un borne aislado que simule el interruptor, el cual se introducirá al líquido muestra. 14. En un vaso de precipitado adiciona 50 mL de agua destilada y pruebe su conductividad eléctrica. 15. Conectar al tomacorriente y observar si prende o no el foco instalado: Fuerte, mediano y nulo. Nota: No olvidar de desconectar el en chufe del tomacorriente en cada ensayo. 16. Continuar idénticamente con las demás soluciones propuestas en el cuadro adjunto. Compuesto

Intensidad

Iones

Comp.

Comp. Covalente

Electrolito

de foco

Presentes

Iónico

Polar

Fuerte

Apolar

No Débil

Electrolito

Agua destilada Agua potable HCl CH3COOH NaOH NaCl Nh4OH CuSO4 C2H5OH C6H12O6 Bencina

Observaciones: …………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………. Gráfica del experimento:

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V.

CUESTIONARIO: (Anexe en hoja aparte) 7. ¿De 3 ejemplos ilustrativos de cada uno de los siguientes: Enlace iónico, covalente coordinado, polar, apolar, metálico y enlaces puente de hidrógeno. 8. ¿Porque la conductividad del agua potable es distinta de la conductividad del agua destilada? 9. Mencione 05 electrolitos fuertes 05 electrolitos débiles. 10. ¿Cuántos enlaces covalentes coordinados existen en el H2SeO3?

VI.

CONCLUSIONES: …………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… …………………………………………………………………………………... …………………………………………………………………………………...

VII.

RECOMENDACIONES: …………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… …………………………………………………………………………………...

VIII.

BIBLIOGRAFIA: …………………………………………………………………..……………….. ………………………………………………………………….………………… …………………………………………………………………………………...

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Practica Nº 09 REACCIONES QUIMICAS

I.

OBJETIVOS:  Reconocer, por evidencias experimentales, cuándo ocurre una reacción química.  Adquirir destrezas para identificar los diferentes tipos de reacciones químicas  Demostrar el poder oxidante del permanganato de potasio, KMnO4.

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Los cambios o reacciones químicas son transformaciones de la materia en donde las propiedades físicas y químicas de los reactantes, cambian drástica e irreversiblemente en relación con los productos. Existen reacciones en fase gaseosa, como las que ocurren en la atmósfera entre los óxidos de nitrógeno y azufre y el vapor de agua (lluvia ácida). Aunque existen también reacciones en fase sólida tales como la oxidación y corrosión de los metales expuestos a la intemperie, las reacciones en fase acuosa son quizá las más numerosas, importantes, variadas y mejor estudiadas, de todas las que ocurren en la naturaleza. Las reacciones químicas se clasifican en los siguientes tipos: 1) Reacciones de combinación: Las reacciones de combinación son aquéllas en las cuales se forma una sustancia a partir de dos o más sustancias simples o compuestas.

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2Al + 3S



Al2S3

H2O + SO2



H2SO3

2H2 + O2



2H2O

CaO + H2O



Ca(OH)2 Página 79

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2) Reacciones de descomposición: Son aquéllas en que se forman dos o más sustancias a partir de una. Muchos compuestos se comportan de ésta manera cuando se calientan. Por ejemplo: 2KClO3



2KCl + 3O2

CaCO3



CaO + CO2

2HgO



2Hg + O2

3) Reacciones desplazamiento: son aquéllas en que una sustancia más activa que otra, sustituye o desplaza a otra de un compuesto. H2SO4 + Zn



ZnSO4 + H2

CuSO4 + Fe



FeSO4 + Cu

6HCl + 2Al



2AlCl3 + 3H2

4) Reacciones de doble desplazamiento (metátesis): son aquéllas en las cuales hay un intercambio de elementos o de radicales entre los compuestos reaccionantes. H2SO4 + 2NaOH 2HNO3 + Ca(OH)2 MgCl2 + 2AgNO3



Na2SO4 + 2H2O



Ca(NO3)2 + 2H2O



2AgCl + Mg(NO3)2

5) Reacciones de oxidación-reducción: son aquéllas en las cuales las sustancias que intervienen en la reacción aumentan (oxidación) o disminuyen (reducción) su valencia o número de oxidación por el intercambio de electrones entre dichas sustancias. Oxidación-reducción. 3Cu + 8HNO3



3Cu (NO3)2 + 4H2O + 2NO

16HCl + 2KMnO4



2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2

Un cambio químico se puede reconocer cuando se observa la presencia de: Química General

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 Un precipitado.  Un gas.  Un cambio de color.  Un cambio de temperatura.

III.

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 (C2H2O4) HCl cc. H2SO4 cc.

Grafica los materiales y reactivos Química General

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IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1) Experimento 1: Reacciones de Combinación  Tomar con una pinza una tira de 1 cm de magnesio (Mg)  Quemar el magnesio utilizando el mechero. (Precaución: No mirar directamente el destello emitido por la combustión porque puede dañar la vista).  Comparar el aspecto de la cinta con el residuo de combustión.  Recoger la ceniza residual en un tubo de ensayo.  Agregar 2mL de agua destilada y medir la acidez con papel tornasol.  Anotar las observaciones y realizar las reacciones químicas correspondientes. ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… Gráfica:

Química General

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2) Experimento 2: Reacciones de descomposición:  Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de clorato de potasio (KClO3), aproximadamente 1 g,  Calentar a la llama del mechero, sujetando con una pinza para tubo de ensayo. (No dirija la boca del tubo hacia el rostro de sus compañeros).  Cuando el clorato se funda y desprenda burbujas, se acerca a la boca del tubo un palillo con un punto de ignición.  Observar y comparar la muestra original con el residuo  Anotar

las

observaciones

y

realizar

las

reacciones

químicas

correspondientes. ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… Gráfica:

Química General

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3) Experimento 3: Reacciones de desplazamiento:  En un tubo de ensayo agregar 5 ml solución de sulfato de cobre (CuSO 4).  Coloque dentro del tubo un clavo de Hierro, previamente lijados.  Repetir con una lentejita de Zinc (Zn) metálico.  En un tubo de ensayo hacer reaccionar magnesio (Mg) con ácido clorhídrico (HCl).  Anotar

las

observaciones

y

realizar

las

reacciones

químicas

correspondientes. ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… Gráfica:

Química General

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4) Experimento 4: Reacciones de doble desplazamiento:  Con 1 mL de las siguientes soluciones 0,1M de BaCl2, HCl, K4Fe(CN)6, Na2SO4, K2CrO4, CuSO4, y Pb(NO3)2 realizar las siguientes reacciones químicas. Na2SO4 + BaCl2



Pb(NO3)2 + HCl



CuSO4



+ K4Fe(CN)6

K2CrO4 CuSO4



+ HCl + NH4OH

Con precipitado cristalino: (CH3COO)2Pb + 2 KI



PbI2 + 2CH3COOK



Fe(OH)2 + (NH4)2SO4

Con precipitado coloidal: FeSO4 + 2NH4OH  Anotar

las

observaciones

y

realizar

las

reacciones

químicas

correspondientes. ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… Gráfica:

Química General

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5) Experimento 5: Reacciones de Oxidación - Reducción: Parte 1:  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. ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… Gráfica:

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Parte 2:  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. ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… Gráfica:

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Parte 3:  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. ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………….. ……………………………………………………………………… …………………………………………………………………………… Gráfica:

Química General

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V.

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.

VI.

CrI3 + Cl2 + NaOH



NaCl + Na2CrO4 + NaIO4

Etanol + K2Cr2O4



Acetaldehído + Cr +3

CONCLUSIONES: …………………………………………………………………………….... ……………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………….………

VII.

RECOMENDACIONES: …………………………………………………………………………….….. …………………………………………………………………………….…

VIII.

BIBLIOGRAFÍA …………………………………………………………………………….….. …………………………………………………………………………….…..

Química General

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Practica Nº 10 ESTEQUIOMETRIA

I.

OBJETIVOS:  Estudiar la ley de Conservación de la Masa.  Estudiar la ley de las Proporciones Definidas.  Comprender y aplicar el concepto de reactivo limitante.  Determinar la fórmula de un hidrato.

II.

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

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. 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

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Universidad Nacional de Barranca 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 estequiométrica, 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 estequiométrica 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. La relación estequiométrica 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. Química General

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Rendimiento experimental: Es la cantidad real de producto obtenido en un experimento. Porcentaje de rendimiento: ( ) ( )

Método de variación continuo - Método de Job: Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación estequiométrica exacta en la que se combinan

los reactivos de una reacción. La base del método consiste en

realizar reacciones sucesivas con ambos reactivos, empleando cantidades diferentes

de cada uno de ellos, manteniendo constante al volumen total.

Puede entonces medirse una propiedad del sistema que éste relacionada con la masa que interviene de reactivo en cada caso, por ejemplo, el peso del precipitado formado. Si la reacción se efectúa en una serie de tubos del mismo diámetro, puede medirse la altura del precipitado formado. Si la reacción no produce precipitado, puede medirse otra propiedad, por ejemplo, el calor liberado, etc.

III.

MATERIALES Y REACTIVOS:          

Materiales Tubos de ensayo (10) Papeles de filtro Mechero Bunsen Pisceta Gradilla porta tubos de prueba Malla de asbesto Cápsula de porcelana Triángulo de porcelana Vidrio de reloj Embudo de vidrio

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Reactivos  Soluciones acuosas: BaCl2 (2%), NaCO3 (5%), Sulfato de cobre hidratado, AgNO3 (1 M), NaCl (1 M), NaOH (2 M), HCl (2 M).

IV.

PROCEDIMIENTO: 1) Experimento 1:  Colocar 2 ml de solución BaCl2 al 2 % en dos tubos de ensayo por separado. Rotule cada tubo.  Agregar 2 ml de solución Na2CO3 al 5% a uno de los tubos y 4 ml de la misma solución al otro. Agitar bien los tubos para que reaccione todo el bario.  Pesar dos piezas de papel filtro por separado y numerarlas (1) y (2).  Separar los precipitados por filtración, teniendo cuidado de no confundirlos.  Secar cuidadosamente los papeles con el producto sobre malla de asbesto.  Enfriar y determinar separadamente la masa de cada precipitado.  Anotar los resultados en la hoja de reporte  Registro de observaciones. Identifique: Reactivo limitante, Rendimiento real, Rendimiento teórico y Eficiencia de la reacción. Gráfica.

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2) Experimento 2: Determinación de la fórmula de un hidrato:  En una cápsula de porcelana pesar 2 gramos de sulfato de cobre hidratado.  Calentar la

cápsula sobre

un

triángulo

de

porcelana,

removiendo

constantemente el sólido con una varilla de vidrio hasta que pierde completamente el color azul.  Tapar la cápsula con un vidrio de reloj y dejar enfriar.  Pesar la cápsula junto con el residuo.  Anotar las observaciones. Registro de observaciones: Peso de la cápsula: Peso de la cápsula más sulfato de cobre hidratado: Peso de la cápsula con el sulfato de cobre calentado: Cantidad de sulfato de cobre hidratado: Cantidad de sulfato de cobre calentado: Cantidad de agua eliminada: A partir de la reacción: CuSO4.nH2O + calor



CuSO4 + nH2O

Con los datos obtenidos, calcula el número de moléculas de agua de hidratación y la fórmula del hidrato.

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3) Experimento 3: Método de Job:  Disponer de una gradilla y 10 tubos de ensayo, enumerarlos.  Agregar a cada tubo de ensayo las cantidades indicadas. Nº de Tubo AgNO3 1 M (mL) NaCl 1 M (mL)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

10

9

8

7

6

5

4

3

2

1

 Agitar los tubos de ensayo y dejar en reposo por unos minutos.  Filtrar, para ello pesar el papel filtro.  Secar el conjunto papel filtro y precipitado; calentándolo en una capsula de porcelana o sobre una malla de asbesto, teniendo cuidado de no quemar el papel filtro.

 Pesar papel con precipitado secos.  Registro de observaciones. Complete el siguiente cuadro:

Nº de Tubo

Moles AgNO3

Moles de NaCl

Cantidad Teórica AgCl

Cantidad Reactivo Experimental Limitante AgCl

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

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4) Experimento 4: Método de Job:  Disponer de una gradilla y 10 tubos de ensayo, enumerarlos.  En este caso se medirá la temperatura.  Agregar a cada tubo de ensayo las cantidades indicadas. Nº de Tubo NaOH 2 M (mL) HCl 2 M (mL)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

10

9

8

7

6

5

4

3

2

1

 Ojo: No olvidar en cada caso medir inmediatamente la Temperatura.  Pese una capsula de porcelana, transfiera el contenido de cada tubo y lleve a evaporación.  Pese la capsula y el residuo seco.  Identifique el residuo.  Registro de observaciones. Complete el siguiente cuadro: Nº de Tubo

Moles de NaOH

Moles de HCl

Cantidad Teórica NaCl

Cantidad Experimental NaCl

T

Reactivo Limitante

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

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V.

CUESTIONARIO: 1) ¿De qué color es la sal hidratada? ¿Y la sal anhidra? ¿Qué experiencia podrías realizar para comprobar que el proceso de deshidratación es reversible?

2) Si el número de moléculas de agua de hidratación que tu has obtenido después de seguir los pasos indicados en el guion, es menor que el real para la molécula, ¿a qué crees que es debido? ¿Y si es mayor?

3) Con datos de experimento 3 grafique peso de precipitado vs volumen de de AgNO 3 y NaCl; en papel milimetrado.

4) Con datos del experimento 4 grafique T versus volumen de NaOH, en papel milimetrado.

5) Para el experimento 3 y 4 compara y discute el punto de equivalencia de Job con el experimental.

VI.

CONCLUSIONES:

VII.

RECOMENDACIONES:

VIII.

BIBLIOGRAFIA:

Química General

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Práctica Nº 11

GASES Y ESTEQUIOMETRÍA. OTENCIÓN DE OXÍGENO POR MEDIO DEL SISTEMA KClO3 y KClO4

I.

OBJETIVOS:  Determinar la Eficiencia de la reacción de descomposición del Clorato, perclorato con y sin catalizador.  Comprender el concepto de catalizadores.  Comprender la Ley general de los gases ideales.

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Como en muchas reacciones químicas, los reactivos o sus productos o ambos son gases, es más común medir éstos en función del volumen usando las leyes de los gases. Cuando en una reacción el o los productos son gases. Por lo general estos se recogen sobre agua. El gas se capta en un recipiente que inicialmente está lleno de agua y se ha invertido en una bandeja con agua, cuando el gas se produce, desplaza al agua contenida en el recipiente y queda atrapado en él. La presión dentro del recipiente es igual a la presión atmosférica

del exterior,

así la presión total en el interior es la suma de la presión del gas obtenida, con la presión de vapor de agua y la presión de la columna de agua que esté por encima del nivel de la bandeja. Para realizar el cálculo de las moles de gas (nO2) obtenidas

en cada

experimento, tenga en cuenta lo siguiente:

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Dónde: : es la presión parcial del oxígeno, expresada en atmósferas. : es el volumen Medido del oxígeno. : es la temperatura en Kelvin.

Dónde: : Es la presión Atmosférica. : Es la presión de vapor de agua en atmósferas a la Temperatura medida y teniendo presente que: 1 atmósfera = 760 mmHg = 10 366 mm H2O : Es la presión debida a la columna de agua expresada en atmósferas. Montaje para la obtención

y recolección de gases

en la reacción

de

descomposición de clorato de potasio y perclorato de potasio.

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III.

MATERIALES Y REACTIVOS:       

IV.

Materiales Tubos de ensayo Mechero Bunsen (o de alcohol) Gradilla porta tubos de prueba Pisceta Balanza analítica Tubo de desprendimiento Soporte universal

Reactivos  Clorato de potasio (KClO3).  Perclorato de potasio (KClO4).

PROCEDIMIENTO: 1) Experimento 1: Reacción de descomposición del clorato de potasio  A un tubo de ensayo adicione 0,1 g de clorato de potasio, luego adicione una pequeña

cantidad de MnO2 y realice el montaje

del equipo. Caliente

cuidadosamente el tubo a la llama del mechero, recoja en la probeta el oxígeno producido y suspenda el calentamiento cuando no se produzca más gas (no se observa burbujeo en la probeta).  Mida el volumen de oxígeno liberado, la altura de la columna de agua en la probeta sobre el nivel de agua de la bandeja plástica y la temperatura del agua.  Registro de observaciones y gráfica.

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2) Experimento 2: Reacción de descomposición del Perclorato de potasio  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.

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V.

CUESTIONARIO: 1) Escriba las reacciones balanceadas de descomposición del Clorato y perclorato de potasio.

2) Reporte las eficiencias en la reacción de descomposición del clorato de potasio, sin y con catalizador. Discuta sus resultados.

3) Reporte las eficiencias en la reacción de descomposición del perclorato de potasio, con y sin catalizador. Discuta los resultados.

VI.

CONCLUSIONES:

VII.

RECOMENDACIONES:

VIII.

BIBLIOGRAFIA:

Química General

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Practica N° 12 PREPARACION DE SOLUCIONES

I.

OBJETIVOS: Preparar soluciones normales, molares y porcentuales.

II.

FUNDAMENTO TEORICO La composición de una solución se debe medir en términos de volumen y masa, por lo tanto es indispensable conocer la cantidad de soluto disuelto por unidad de volumen o masa de disolvente, es decir su concentración. Durante cualquier trabajo experimental, el uso de soluciones se hace indispensable, por lo que es necesario conocer los procedimientos para su elaboración. En la presente práctica se realizarán soluciones utilizando como concentración la normalidad y las relaciones porcentuales. Solución Una solución es una mezcla homogénea cuyas partículas son menores a 10 angstrom. Estas soluciones están conformadas por soluto y por solvente. El soluto es el que está en menor proporción y por el contrario el solvente esta en mayor proporción. Todas las soluciones son ejemplos de mezclas homogéneas.  Solución diluida es cuando la cantidad de soluto es muy pequeña.  Solución concentrada es cuando la cantidad de soluto es muy grande. Solución saturada 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) Solución sobresaturada es cuando tiene más soluto que disolvente Soluto y Disolvente Las sustancias que están presente en la mayor cantidad se denomina disolvente, que se define como la sustancia en la cual se disuelve otra. Ésta última, que es la que disuelve en la primera, se denomina soluto. Soluto + Disolvente = Solución

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La concentración de una disolución puede expresarse de diferentes formas: 

Porcentaje en masa (%m/m).- Expresa la masa del soluto en 100 g de disolución.

En una solución acuosa también se expresa así:



Porcentaje en Masa/Volumén (%m/V).- Expresa la masa del soluto en 100 ml de disolución. En muchas medicinas y jarabes se acostumbra usar esta expresión.

( )



Partes por millón (ppm).- Expresa cuando la concentración del soluto es muy pequeña.

Ejm: Si un agua potable tiene 250 ppm de contenido de carbonato de calcio (CaCO3); quiere decir que existen 250 mg de CaCO3 en cada litro de agua potable.

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

NORMALIDAD (N), Se define como:

( )

Considerando que: Además peso equivalente: (

)

(

)

(

)

Si es conoce el % en peso del soluto y la densidad de la solución entonces la normalidad se puede calcular así: ( )



Dilución de una disolución.- Frecuentemente se requiere preparar una solución de baja concentración (diluida) a partir de una solución de alta concentración (concentrada), para estos se utiliza la ecuación de dilución: . C1 V1 = C2 V2 .

Dónde:

C1 y V1 corresponden a la solución de alta concentración y pueden

ser M, N, m C2 y V2 corresponden a la solución de baja concentración

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III.

MATERIALES Y REACTIVOS 3.1. Materiales y equipos:  1 Pisceta con agua destilada  Fiola de 100 ml, 200ml y 250 ml  Vaso precipitado de 100 ml 200 ml  4 Frascos limpio de 250 ml aprox. Con tapa para guardar las soluciones preparadas.  2 Lunas de reloj  Balanza analítica  1 Espátula y 2 vaguetas de vidrio y probeta de 50 ml y 100 ml 3.2. Reactivos:  NaOH en lentejas (sólido)  Solución de HCl (concentrado)  NaCl ( sólido)  Alcohol etílico  Agua destilada

IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 4.1 EXP No. 1: Preparación de la solución de NaCl al 5% en peso  Realizar los cálculos para una masa fija de solución que desee preparar entre 50 a 100 g.  Pesar los gramos de NaCl (soluto) necesarios.  Luego con una pipeta o probeta medir la cantidad de agua (solvente) necesaria en los cálculos.  Colocar el NaCl pesado en un vaso de precipitación de 250 ml.  Agregar el agua medida.  Agitar y disolver el NaCl con una vagueta.  La solución preparada colocarlo en un frasco limpio, cerrarlo y etiquetarlo con el nombre del reactivo, concentración, fecha de preparación y nombre del alumno y/o grupo de mesa. Observación, cálculos y gráficas (puede adicionar hoja):

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4.2 EXP No. 2: Preparación de la solución de Alcohol etílico al 3% en volumen.  Asumir un volumen fijo de a preparar entre 50 a 200 ml.  Con una pipeta medir exactamente los ml de alcohol etílico requeridos. Recordar que si partimos de un alcohol medicinal tiene un cierto grado de alcohol y de agua.  Colocar la cantidad medida en un vaso de precipitación de 100 ml.  Medir con una probeta la cantidad de agua destilada requerida y añadirlo al vaso que ya contiene el alcohol.  La solución preparada colocarlo en un frasco limpio, cerrarlo y etiquetarlo con el nombre del reactivo, concentración, fecha de preparación y nombre del alumno y/o grupo de mesa. Observación, cálculos y gráficas (puede adicionar hoja):

4.3 EXP No. 3: Preparación de la solución de HCl 0.1 N.  Asumir que se desea preparar un volumen fijo de 100 ml, 200 ml o 250 ml de solución.  Realizar los cálculos para saber que volumen de solución concentrada se requiere para preparar la solución diluida de volumen conocido.  Colocarlo en la fiola del volumen seleccionado a preparar.  Proceder a aforar la fiola con agua destilada.  Tape la fiola y homogenice la solución invirtiendo varias veces la fiola.  La solución preparada colocarlo en un frasco limpio, cerrarlo y etiquetarlo con el nombre del reactivo, concentración, fecha de preparación y nombre del alumno y/o grupo de mesa.  Guarde la solución preparada para la siguiente práctica de valoración. Observación, cálculos y gráficas (puede adicionar hoja):

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4.4 EXP No.42: Preparación de la solución de NaOH 0.1 N.  Asumir que se desea preparar un volumen fijo de 100 ml, 200 ml o 250 ml de solución.  Realizar los cálculos para saber cuántos gramos de NaOH se debe pesar para la preparación de la solución.  Pese sobre una luna de reloj la cantidad calculada, teniendo en cuenta que el NaOH es muy higroscópico y se humedece rápidamente. NO TOQUE LAS GRAGEAS DE NaOH CON LAS MANOS.  Agregue la NaOH pesado a un vaso de precipitado, añada unos 30 a 40 ml de agua destilada y disuelva el soluto completamente.  Transfiera la solución a una fiola del volumen seleccionado a preparar.  Proceder a agregar agua destilada hasta la marca de aforo.  Tape la fiola y homogenice la solución invirtiendo varias veces la fiola.  La solución preparada colocarlo en un frasco limpio, cerrarlo y etiquetarlo con el nombre del reactivo, concentración, fecha de preparación y nombre del alumno y/o grupo de mesa.  Guarde la solución preparada para la siguiente práctica de valoración. Observación, cálculos y gráficas (puede adicionar hoja):

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V.

CUESTIONARIO: 1. ¿Si se cuenta con 540 ml de alcohol al 23% en volumen y se desea aumentarla al 63% en volumen. ¿Qué cantidad de alcohol puro habrá que aumentar?

2. ¿Qué peso de una solución de H2SO4 al 98% en peso deberá agregarse a otra solución al 27% de medio litro del mismo ácido y obtener una solución final al 32%? (DH2SO4 al 98 %=1.84 g/ml). 2. ¿Del experimento 1, 2, 3 y 4, expresar la concentración en ppm de cada una de las soluciones preparadas.

VI.

CONCLUSIONES: • ……………………………………………………………….………….. • ……………………………………………………………………..….… • …………………………………………………………………………… • …………………………………………………………………………...

VII.

RECOMENDACIONES: • …………………………………………………………………………….. • ……………………………………………………………………………… • ……………………………………………………………………………..

VIII.

BIBLIOGRAFIA: • …………………………………………………………………………….. • ……………………………………………………………………..………

Química General

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Practica N° 13 VALORACION DE SOLUCIONES

I.

OBJETIVOS:  Que el alumno aprenda las técnicas para valorar soluciones, de concentraciones preparadas mediante titulaciones con patrones primarios y pueda reconocer experimentalmente el punto final de equilibrio de una solución.  Que el alumno reconozca y sepa utilizar los patrones primarios adecuados, tanto para ácidos y bases.

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO: 2.1 Valoración Es el proceso por el cual se puede determinar la concentración desconocida de una sustancia a partir de otra solución cuya concentración se conoce. Este mecanismo se basa en las reacciones de neutralización . La valoración o titulación consiste básicamente en colocar la solución problema en una bureta, luego se coloca un patrón primario conteniendo el indicador adecuado en un matraz, dejar caer gradualmente la solución problema hasta obtener un cambio de color (viraje) en la solución contenida en el matraz. 2.2 Punto de equivalencia El punto de equivalencia de una valoración es aquel en que la cantidad de solución que se agrega para valorar es químicamente equivalente a la cantidad de sustancia que se está valorando. Experimentalmente se procura que el punto final (punto en el que el indicador vira) coincida con el punto final de equivalencia.

2.3 Indicador Es un reactivo auxiliar que sirve para el reconocimiento en una forma característica del punto final de titulación. Si no se posee un indicador apropiado, el punto final de la titulación se puede determinar por métodos Química General

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fisicoquímicos de análisis, como son: las titulaciones potenciométricas, conductimétricas, etc. 2.4 Reacciones en volumetría Estas reacciones pertenecen a dos tipos principales: a) Reacciones en donde no hay cambio de estado de oxidación y son solo combinaciones Inter.-iónicas. b) Reacciones de Oxidación-Reducción que involucran cambios en los estados de oxidación, o sea hay la transferencia de electrones.

2.5 Relación: Volumen y Normalidad de Soluciones Reaccionantes. En una reacción de neutralización; en el punto de equivalencia, el número de equivalentes gramo de la sustancia ácida ó básica que se titula es igual al número de equivalentes – gramos de la solución básica ó ácida valorada que se emplea. Entonces: #eq.Ácido = #eq.Base

ó

bien

#meq. Ácido = #meq.Base

NA x VA = NB x VB

ó

bien

NA x mlA = NB x mlB

2.6 Empleo de la Bureta 

Limpieza: Ponga unos cuantos mililitros de una solución detergente en la bureta y utilice el escobillón para buretas, límpiese el interior. Enjuague perfectamente, primero con agua de caño y después con agua destilada. Escurra la bureta y obsérvese si quedan gotitas adheridas al vidrio, si hay la bureta no está totalmente limpia y se debe volver a lavar. Cuando el vidrio está limpio, el agua forma una película uniforme. Límpiese y séquese el vástago de la llave y superficie interior esmerilada de la misma, unte el vástago de la llave con vaselina pura, y de nuevo coloque en su posición correcta.



Preparación:

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Una vez limpia la bureta ponga en ella algunos mililitros de solución. Ponga la bureta en posición y luego con un movimiento de rotación, vierta lentamente el resto de la solución. Cerciórese que la solución moje por completo el interior para que quede perfectamente enjuagada, repítase el experimento. Llenar la bureta hasta el borde con la solución que va a utilizar. En un vaso se precipitado, dejar caer la solución abriendo y cerrando la llave, trate de que en el pico no quede burbujas de aire. 

Lectura del volumen: Al leer el volumen en la bureta cerciórese de que su vista esté en el mismo nivel que el fondo del menisco y lea cuidadosamente el volumen en la parte inferior de la curva.



Después de su empleo: Lave y enjuague varias veces la bureta con agua de caño y utilice agua destilada para el enjuague final. En el caso reutilizar soluciones básicas, enjuagar con ácidos diluidos, luego con agua para eliminar la base. Finalmente volver a enjuagar con agua destilada y colocar en el soporte para buretas en un ambiente limpio y seco.



Sustancia Patrón Primario: Se

llama

sustancia

patrón

Primario

a

aquellas sustancias que se presentan lo suficientemente puras y estables, solo hay que pesarlas y disolverlas en agua destilada o des ionizada, y obtener una solución de concentración conocida con precisión. Se emplean con grado de pureza p.a.

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III. MATERIALES Y REACTIVOS 0

3.1. Materiales y equipos:

1 0

01 Pisceta.

2 0

04 Matráz erlenmeyer de 250ml.

3 0

02 Buretas graduadas de 50 ml. 01Soporte universal completo para dos buretas.

4 0

01 Balanza analítica.

5 0

02 Espátulas.

3.2. 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. Patron primario: Carbonato de sodio sólido. Patron primario: Biftalato de potasio: C6H4(COOH)COOK IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 4.1 Experimento #01: Valoración de la solución de HCl con solución patrón de Na2CO3. o Pesar entre 0,15 a 0,20 g en una balanza analítica de Na 2CO3

en un

matraz erlenmeyer. o Agregar 50 ml de agua destilada. o Agregar de 4 a 5 gotas de indicador para ácidos: Anaranjado de metilo. o Titular con HCl hasta viraje o cambio de color amarillo canario hasta amarillo anaranjado. (Anotar este gasto en ml = V) o Calcular el factor (F) y la normalidad (N) con 4 cifras decimales, según las fórmulas: Química General

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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: En hoja aparte

4.2 Experimento #02: Valoración de la solución de NaOH con solución patrón de Biftalato de potasio. o Pesar entre 0,60 a 0,80 g en una balanza analítica de Biftalato de potasio y ponerlo en un matraz erlenmeyer. o Agregar 50 ml de agua destilada. o Agregar 4 a 5 gotas de indicador para bases: fenolftaleína. o Llenar la Bureta con la solución preparada en la práctica N° 7. o Proceda a efectuar la titulación hasta un cambio de color incoloro a débilmente grosella. o Calcular el factor (F) y la normalidad (N)con 4 cifras decimales, según las fórmulas:

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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: ……………………………………………………………. o Gráfico: En hoja aparte.

V. DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES:

Cuadro N° 1: Valoración del HCl con Na2CO3 Anhidro.

N° de

Titulación de la Solución de HCl preparado

Solución Patrón Na2CO3

titulaciones

Masa

Color del

pesada (g)

indicador

en la práctica anterior. m-eq

Volumen

Factor de

Normalidad

Gastado (ml)

corrección

corregida

1 2 Promedio

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Cuadro N° 2: Valoración del NaOH con Biftalato de potasio. Solución Patrón: Biftalato de Potasio N° de

Masa

Color del

titulaciones

pesada

indicador

(g)

Fenolftaleína

Solución Problema: NaOH preparada Volumen

m-eq

gastado (ml)

Factor de

Normalidad

corrección

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 Na 2CO3 se gastó 30.9 ml del HCl preparado. 4. Qué volumen de HCl concentrado (densidad = 1,1885 g/cm 3) %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: •

……………………………………………………………………………….

•

………………………………………………………………………….……

•

……………………………………………………………………………....

VIII.. BIBLIOGRAFIA: • ……………………………………………………………………………. •

…………………………………………………………………………….

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Practica N° 14 EQUILIBRIO QUIMICO

I.

OBJETIVOS:  Establecer de cualitativamente el equilibrio químico de una revisión reversible, dentro de un sistema homogéneo.  Determinar la constante de equilibrio y la composición de un sistema químico o viceversa.  Predecir la influencia de una variación de las condiciones sobre un sistema en equilibrio, aplicando el principio de Le Chatelier.

II.

FUNDAMENTO TEORICO Los equilibrios químicos son consecuencia de la reversibilidad de las reacciones: mientras los reaccionantes reaccionan dando lugar a los productos de la reacción, estos productos también reaccionan simultáneamente dando lugar a los reaccionantes. La reacción avanza mientras que la velocidad a. la que se forman los productos es mayor a la velocidad inversa de formación de reaccionantes. Finalmente, se llega a un estado de la mezcla en donde parece que la reacción no avance por cuanto la composición de la misma permanece constante. Este estado se denomina EQULIBRIO QUÍMICO. Es importante notar que el equilibrio se establece no por el hecho de que la reacción haya cesado, sino como resultado del desarrollo simultáneo y con igual velocidad de las reacciones directa e indirecta. Los equilibrios químicos se clasifican en dos grupos: a) los homogéneos y b) los heterogéneos. Los primeros son los que se establecen en sistemas donde solo existe una fase, como por ejemplo, aquellos que contienen únicamente gases, o una fase liquida o sólida. Por otro lado, un equilibrio heterogéneo, es aquel establecido en un sistema con más de una fase, como el que existe entre un sólido y un gas, o un líquido y un gas. Es evidente que para que las velocidades tiendan a igualarse la velocidad directa disminuye y la velocidad inversa, por contra, aumenta a medida que transcurre la reacción. Esto ocurre porque la velocidad de una reacción es función de la concentración de sus reaccionantes: a medida que transcurre la reacción, la concentración de los reaccionantes va

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disminuyendo ( y, por tanto, su velocidad directa) y la concentración de productos va aumentando ( y, por tanto, su velocidad inversa). La velocidad de una reacción, y por tanto el equilibrio químico, también es función de la temperatura. Efectivamente, una variación de temperatura afecta de forma desigual a las velocidades directa e inversa en función si dichas reacciones son endotérmicas o exotérmicas: frente a un incremento de calor la velocidad de una reacción endotérmica aumenta más rápidamente que la de una exotérmica (esto último constituye, en definitiva, una aplicación del Principio de Le Chatelier: supongamos la reacción exotérmica: A + B

C

+ D + Q

Siendo Q el desprendimiento de calor. Al suministrar calor la reacción se desplaza hacia la izquierda). El siguiente paso consiste en traducir al lenguaje matemático lo expuesto hasta ahora de forma cualitativa. Para ello, supongamos la reacción: aA +bB

cC + dD

La condición de equilibrio, tal como hemos definido en los párrafos anteriores, es aquella en que las velocidades de reacción en un sentido y otro son iguales, por tanto: K1 [A] a [B] b = K2 [C] c D] d

en donde [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y los productos. Reordenando convenientemente los términos de la anterior expresión matemática, resulta que: K1 / K2 = [C]c [D] d / [A] a [B] b

La relación K1/K2 es una constante (siempre que se trabaje a la misma temperatura; esto es, a 20ºC esta relación tiene un valor y a 80ºC tiene otro) que nos puede servir como criterio cualitativo de equilibrio. A esta relación le daremos el nombre de Keq (Constante de Equilibrio); por tanto, K1/K2 = Keq. En función del tipo de reacción de la que tratemos: ácido-base, rédox o de formación de complejos; hablaremos de un tipo de equilibrio, si bien, el cálculo matemático con el cual se abordan cuantitativamente es similar.

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III.

MATERIALES Y REACTIVOS 3.1. Materiales y equipos:  Tubo de ensayos  Probeta graduada  Equipo de iluminación  Pipeta graduada  Bureta graduada  Pisceta  Vaso de precipitado de 200 ml  Cuenta gota y regla 3.2. Reactivos:  Agua destilada  Solución de K2CrO4 0.1 M  Solución de K2Cr2O7 0.1 M  Solución de HCl 1.0 M  Solución de KOH 1.0 M  Solución de KSCN ó NH4SCN 0.002 M  Solución de FeCl3 ó Fe(NO3)3 0.2 M

IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 4.1 EXP No. 1: Evaluación cualitativa de una reacción Química Reversible En el equilibrio de una solución acuosa de iones; el ion dicromato se transforma en ión cromato y este en dicromato. Además. Además la presencia de los reactivos y de los productos es fácilmente observable por los cambios de coloración. Procedimiento  Tómese dos tubos de ensayos limpios y secos. Al primer tubo añadir aproximadamente 1 ml de solución de K2CrO4, y a segundo tubo 1 ml de solución de K2Cr2O7. Rotule y anote el color de cada disolución. Guardar en la galería como muestra de comparación.  Póngase 10 gotas (aproximadamente 0,5 ml.) de cada solución en dos tubos de prueba diferentes. Añádase, gota a gota KOH 1 M. Sucesivamente cada disolución, hasta observar un cambio de coloración en unos de los tubos. Por comparación con la muestra patrón determine

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







el compuesto obtenido. Anótese los colores. Realice la ecuación iónica y molecular (ambos en un solo sentido). Guardar éstos tubos para el paso 5. Póngase 10 gotas en cada solución en dos tubos distintos. Añádase gota a gota ácido clorhídrico (HCl) 1 M. a cada tubo, hasta observar cambio de coloración de uno de los tubos. Compare el color de las muestras. Realice las ecuaciones químicas. Guarde la solución para el paso siguiente (4). Añádase KOH 1M. gota a gota a uno de los tubos preparados en el paso 3, hasta que observe un cambio de coloración. Escriba su ecuación química. Añádase HCl 1M. gota a gota a uno de los tubos preparados en el paso 2, hasta observar un cambio de coloración. Realizar la ecuación química en sus dos formas. A) Proceda a sumar las ecuaciones químicas obtenidas; uno de ellos inviértase (antes de sumar) el sentido. El resultado final en cada caso debe tener las flechas opuestas ( ). Sume la ecuación química del paso 2 con la del paso 5 (invertido) y la del paso 3 con el 4 (invertido). B) Halle la expresión de la constante de equilibrio de las dos ecuaciones reversibles obtenidas.

4.2 EXP No. 2: Evaluación cuantitativa de la constante de equilibrio del ion complejo sulfo cianuro-hierro III Ecuación química:

Fe +3

+

SCN–(aq)

Fe(SNC)+2 (aq)

Las concentraciones se determinarán colorimétricamente, es decir, mediante la comparación de colores. Al observar un recipiente de vidrio conteniendo un líquido coloreado, se notará mejor la intensidad del color mirando de la superficie hacia el fondo y éste dependerá de la concentración de la sustancia coloreada y del espesor de la solución. Así, 1 cm. de espesor de una solución coloreada 1M. aparecerá con la misma intensidad de color que un espesor de 2 cm. de solución 0.50M. de la misma sustancia. Las concentraciones de dos soluciones se compara, variando sus espesores relativos, hasta que la intensidad del Química General

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color sea la misma. La relación de concentraciones son inversas a la relación de espesores (ley de Lambert-Beer). Procedimiento  Dispóngase cinco tubo de ensayos limpios y secos del mismo diámetro y rotulados: 1, 2, 3, 4, y 5. Haciendo uso de una bureta graduada de 5 ml. de solución de KSCN ó NH4SCN 0.002M. a cada uno de ellos. Al tubo 1, que contiene 5 ml. de SNC(aq) agregar 5 ml. de solución de FeCl3 ó Fe(NO3)3 0.2 M, este tubo será empleado como estándar.  Mídase en una probeta de 10 ml de Fe +3(aq) 0.2M, enrase a 25 ml con agua destilada. Viértase la solución a un vaso limpio y seco para homogenizar. Tome 5 ml. de ésta solución con una pipeta y viértase en el tubo 2. Conserve el sobrante de la solución de Fe +3(aq) para el paso siguiente. Calcúlese la concentración de Fe+3(aq) de esta solución como parte de preparación preliminar antes de realizar la experiencia.  Vierta 10 ml. de la solución del vaso de precipitado a una probeta. Deseche el resto. Continúa llenando una probeta hasta 25 ml. con agua destilada y viértase la solución a un vaso limpio y seco para homogenizar, trasvasar 5 ml. de esta solución al tubo 3. Continúe la dilución hasta que se tenga 5 ml. de la solución sucesivamente mas diluida en cada tubo de ensayo. Calcúlese la concentración de cada solución como parte preliminar del trabajo antes de ir al laboratorio.  Compare las intensidades de color de cada tubo con el tubo estándar (tubo 1) a fin de determinar la concentración del ión tiocianato de hierro (III), FeSCN+2. Para lo cual arróllese una tira de papel alrededor de los tubos 1 y 2 para evitar la iluminación lateral. Obsérvese verticalmente hacia abajo a través de las soluciones, sobre un foco luminoso difuso. Si las intensidades de color son iguales, mídase el espesor o altura de cada solución (con precisión de 1 mm) y anotar. Si las intensidades de color no son iguales, redúzcase parte de la solución del tubo estándar con un cuenta gotas hasta

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que dichas intensidades sean iguales. Colóquese la porción que se ha sacado del vaso limpio y seco, para que pueda utilizarse más adelante. Nota: La igualdad debe conseguirse, quitando más parte de la solución estándar de 1 que parezca necesaria y devolviéndola a poner gota a gota. Cuando las intensidades de color sean iguales en cada tubo, mídase el espesor de ambas soluciones con una precisión de 1mm. Repítase la operación de los tubos: 1-3, 1-4, y 1-5. Cálculos Para los detalles de los cálculos tome en consideración siguiente: 1. El FeCl3 ó Fe(NO3)3

y el

KSCN ó NH4SCN. están en sus respectivas

soluciones enteramente en forma de iones. 2. En el tubo estándar t(tubo 1), todo lo iones SCN-(aq) han pasado a la forma de iones complejos FeSCN+2(aq) ión tiocianato de hierro (III). Además recuerda que ambas soluciones se diluyeron al mezclarse. 3. Realice todos los cálculos para cada tubo ensayo del 2 al 5 de la manera siguiente:  Calcular la relación de espesores de la comparación colorimétrica. Ejemplo R1-2. R1-2 =

altura del estandar (tubo 1) obtenido con el tubo 2 (3,4,5) altura del líquido solución al tubo 2 (3,4,5)

 De estas relaciones calculese la concentración en el equilibrio del ión tiocianato de hierro (III). FeSCN+2(aq) = Relación de alturas x concentración del estándar De conformidad a la concentración mencionada, la concentración del ión FeSCN+2(aq) en el equilibrio en el estándar (tubo 1) será igual a 0.001M.  Partiendo los datos de dilución, calcular la concentración inicial del ión Fe +3(aq), (Fe+3 )o

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 Calcular la concentración de equilibrio del Fe+3(aq restando de la concentración de equilibrio del ión (FeSCN+2)(aq), a la concentración inicial del ión Fe+3(aq), (Fe+3 )o.  Calcular la concentración en el equilibrio del ión SCN-(aq), de la misma forma que el anterior método, restando la concentración en equilibrio del ión FeSCN+2(aq) a la concentración inicial del ión SCN-(aq) o sea : SCN-(aq) = SCN-o - FeSCN+2(aq)  Halle la relación numérica constante entre las concentraciones es equilibrio de los iones en cada tubo de ensayo multiplicando y dividiendo los valores obtenidos en cada uno de ellos, en varias combinaciones: K1 = ( Fe+3 ) ( SCN- ) ( FeSCN+2 ) K2 =

K3 =

( Fe+3 ) ( FeSCN+2 ) ( SCN- ) ( FeSCN+2 ) ( Fe+3 ) ( SCN- )

DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES Completar los siguientes espacios:

Experimento Nº 01 Ecuación molecular : a).- K2Cr2O7 + Color :

…………

b).- K2CrO4 + Color :

…………

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KOH …………….

+ ………………

KOH …………….

(2)

……………….. +

………………

(2’) ………………..

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Ecuación iónica : c).- Cr2O7=

OH-

+

CrO4=

+ H2O

Ecuación molecular: d).- K2CrO4

+

Color : ………

+

…………….

e).- K2Cr2O7 + Color :

HCl …………

+

…………. …………. +

HCl

…………

(3)

…………….

………………

(3’)

………………..

Ecuación iónica : f).- CrO4=

H+

+

Cr2O7=

+

H2O

Ecuación molecular: g).- K2Cr2O7

+

KOH

h).- K2CrO4

+

HCl

+

(4)

+

+

(5)

Ecuación reversible: 1).- K2Cr2O7 + KOH + KCl Cr2O7=

+

+

OH-

( 2 + 5)

CrO4=

+

H+

K’ = ¿?

2).-

K2CrO4

+

HCl

CrO4=

+

+ H+

Cr2O7=

( 3+ 4 ) +

OH-

K’’ = ¿?

¿ Cual es lo correcto ? K’ = 1 / K’’ Química General

;

K’ =

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Experimento Nº 02 Evaluación cuantitativa de la constante de equilibrio del ión complejo sulfocianurohierro (III) Ecuación química: ………………………………………………………………….. Cuadro Nº 01 CONCENTRACION INICIAL: molar Nº de Tubo

Antes de mezclar: 5 ml. +3 ( Fe ) ( SCN- )

En la mezcla: 5 ml. ( Fe+3 )

( SCN- )

Relación de alturas R

1 2 3 4 5 Cuadro Nº 02

Nº de Tubo

CONCENTRACION EN EQUILIBRIO: M ( FeSCN+2 )

( Fe+3 )

( SCN- )

RELACIONES DE CONSTANTES Ka

Kb

1 2 3 4 5

¿Cuál de las tres relaciones (Ka, Kb, Kc ) dá el valor numérico más constante ?

¿Que indica el valor del constante de equilibrio? Explique.

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Kc

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Completar el siguiente cuadro: Tubo 1

Tubo 2

Tubo 3

Tubo 4

Tubo 5

FeSCN+2 [Fe+3) [SCN-)

Gráficos en hoja aparte.

V.

CONCLUSIONES: • ……………………………………………………………….………….. • ……………………………………………………………………..….… • …………………………………………………………………………… • …………………………………………………………………………...

VI.

RECOMENDACIONES: • …………………………………………………………………………….. • ……………………………………………………………………………… • ……………………………………………………………………………..

VII.

BIBLIOGRAFIA: • …………………………………………………………………………….. • ……………………………………………………………………..………

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Practica N° 15 CINETICA QUIMICA

I.

OBJETIVOS: Experimentar a través de la velocidad de reacción los factores de la naturaleza de los reactivos, la concentración, la presencia de catalizadores, la temperatura y la superficie de contacto.

II.

FUNDAMENTO TEORICO La Cinética Química estudia la velocidad con que transcurren los procesos químicos y la influencia de los factores mencionados ejercen sobre ellos. Así se puede definir que la velocidad de reacción de una sustancia es el número de moles de esa sustancia transformados en la unidad de tiempo. Es decir la velocidad de reacción se mide en mol/s = mol.s -1 2.1 Factores que influyen en la velocidad. 

La naturaleza de las sustancias. Las reacciones entre iones en disolución son muy rápidas las reacciones homogéneas en las que intervienen líquidos y gases son más rápidas que aquellas en las que intervienen sólidos. La reacción es más rápida si aumenta la superficie de contacto o si elevamos el nivel de agitación.



La Concentración de los reactivos. En las reacciones en la que intervienen sustancias gaseosas o sustancias en disolución. Un aumento en la en la concentración de los reactivos provoca un incremento en la velocidad de reacción.

V= k [A)α [B)β 

donde: A y B son reactivos de la reacción

La temperatura La experiencia indica que al elevar la temperatura la velocidad de cualquier reacción aumenta, puede ser una reacción exotérmica como

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endotérmica Arrenius (1889).

 El área de contacto. Las sustancias que son sometidas a una reacción deben estar en su máxima división y esto se consigue en estado de solución. Así tenemos: Pb(NO3)2 trozos + KI trozos

PbI2 + KNO3

Pb(NO3)2 triturado + KI triturado

PbI 2 + KNO3

Pb(NO3)2 solución + KI solución

PbI (s) + KNO 3 acuo

En A se obtendrá poco producto porque solo reaccionara el área de contacto entre ellos. En B se obtiene un poco más que A porque el área de contacto es un poco más grande pero en C la cantidad de productos obtenidos será mayor por encontrarse en su máxima división  Los Catalizadores Son sustancias que aumentan la velocidad de una reacción sin experimentar al final de la transformación variaciones en su estructura. Los catalizadores son específicos para cada reacción. Así tenemos en 1823 Dobereiner encontró que el hidrogeno arde en el aire a temperatura ambiente en presencia de esponja de platino.

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III.

MATERIALES Y REACTIVOS. Materiales         

Vasos de precipitado Cronómetro Termómetro Probeta de 100 mL Trípode de hierro Rejilla de cerámica Balanza analítica Pisceta Varilla de vidrio Reactivos

          

Solución de Permanganato de Potasio 0.001 M Solución de ácido oxálico 0.1 M Solución de sulfato ferroso 0.1 M Solución de ácido sulfúrico 6 M Carbonato de sodio sólido Solución de Ácido Nítrico 4 M Solución de ácido clorhídrico 0.5 M, 1 M,2 M Agua oxigenada 40 volúmenes Un trocito de carne. Dióxido de manganeso. Cobre metálico en virutas

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IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. 1) Experimento N° 01: Velocidad de reacción VS Naturaleza de los reactivos.   

 

Vierta en 2 vasos de precipitado 10 mL de solución de permanganato de potasio. Adicionar 1 mL de ácido sulfúrico a cada vaso. Adicionar luego 10 mL de sulfato ferroso a uno de los vasos midiendo con el cronómetro el tiempo de decoloración de la solución violeta de KMnO4. Adicionar al otro vaso 10 mL de ácido oxálico y mida también el tiempo de decoloración de permanganato de potasio. Realice la reacción respectiva la observación y el grafico.

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2) Experimento 02: Velocidad de reacción VS Temperatura.  



 

Vierta en 1 vasos de precipitado 10 mL de solución de permanganato de potasio. Adicionar 1 mL de ácido sulfúrico y 10 mL de ácido oxálico y midiendo el tiempo que tarda en decolorase el color violeta de la solución. Sucesivamente se preparan 3 soluciones en otros 3 vasos de precipitado empleando los mismos reactivos en las mismas cantidades que en el ítem 1 las mismas que deberán ser calentadas a 40° C a 50°C y a 60° C, antes de agregar la solución de oxalato. Registrar los tiempos medidos en la tabla. Realice la reacción respectiva la observación y el grafico.

Tiempo de decoloración del KMnO 4 a distintas temperaturas Temperatura (°C) Laboratorio 40 50 60

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Tiempo empleado (s)

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3) Experimento N° 03: Velocidad de reacción VS Concentración.    

En un vaso de precipitado pese 0.1 g de carbonato de sodio. Adicione 2 mL de ácido clorhídrico 0.5 M, controlando el tiempo que emplea el carbonato de sodio en reaccionar. Repetir el experimento dos veces más adicionando 2 mL de solución de ácido clorhídrico 1M y 2M respectivamente. Realice la reacción respectiva la observación y el grafico.

4) Experimento N° 04: Velocidad de reacción VS catalizadores.     

En tres vasos de precipitado vierta en cada uno 20 mL de peróxido. En un vaso agregar un poco de miligramos de MnO2 , en el otro el trocito de carne y sirviendo el tercer vaso como testigo. Acercar un fosforo encendido a la superficie de cada vaso. ¿Qué ocurre y porque? Investigar ¿Que catalizador biológico produce la reacción en el vaso de precipitados que contiene el trocito de carne? Realice la reacción respectiva la observación y el grafico.

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V.

CUESTIONARIO. 1. ¿Qué es un catalizador y cuál es su función en una reacción química?

2. ¿Qué factores afectan la velocidad de una reacción?

3. ¿Cómo se denominan los catalizadores biológicos? Cite dos ejemplos

VI.

CONCLUSIONES.

VII.

RECOMENDACIONES.

VIII.

BIBLIOGRAFIA.

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BIBLIOGRAFIA

1. BROWN, T. L.; Lemay, H.E. Jr. & Bursten, B.E (2009). Química. La Ciencia Central. Decima Primera edición. Pearson. México. 2. CHANG, R. (2011) Fundamentos de Química. Primera edición. MacGraw-Hill. México. 3. DOMÍNGUEZ Reboiras, M. (2008) Química la Ciencia Básica. Segunda reimpresión. Thomsom Paraninfo. España. 4. WHITTEN, K.W.; Gailev, K.D. & Davies, R.E (2011). Química. Octava Edición. McGrawHill. México. 5. PATIÑO, M. (2009). Química Básica. Instituto Tecnológico Metropolitano. España. Fondo Editorial, ITM. 6. FUNDACIÓN POLAR. (2000). El Mundo de la química. 7. GARRITZ A. (2005). Química Universitaria. 1ra Ed. México. PrenticeHalls. 8. SILBERBERG, M. (2002). Química, La Naturaleza Molecular del cambio y la materia. 2da Ed. México. Mc Graw- Hill Editores. 9. GORZÀN, G. (1991). Fundamentos de Química. 2da Ed. México. Mc Graw – Hill. 10. ALFREDO SALCEDO L. (2006). Química. 2da Ed. San Marcos.

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