Universidad Tecnológica De Panamá Centro Regional De Veraguas Facultad en Ingeniería Eléctrica Ingeniería Eléctrica y Electrónica E lectrónica Asignatura: Laboratorios de Química Elaborado Por: José Adames 9-739-1641 Patricia Guevara ID Pendiente 4EE701 A Consideración de la Profesora: Alma Chen I ± Semestre I ±Año
Experimento Número 4 Clasificación y Propiedades de la Materia Objetivos
1- clasificar muestras muestras desconocidas en homogéneas homogéneas y heterogéneas, de acuerdo al número número de fases observadas. 2- Distinguir Distinguir entre mezcla y sustancia pura mediante mediante la técnica de evaporación. 3- Determinar la la densidad de sólidos irregulares irregulares y líquidos, cuantificando su masa masa y su volumen. 4- Comparar la la densidad de sustancias liquidas, liquidas, atendiendo a su estratificación, estratificación, 5- Usar el criterio de miscibilidad miscibilidad para ilustrar el concepto de homogeneidad. homogeneidad. 6- Utilizar Utilizar las técnicas de filtración filtración y evaporación evaporac ión para separar los los componentes de una mezcla. Materiales
Capsula de evaporar Objeto solido de forma irregular Mechero Bunsen Malla de asbesto Cilindro graduado de 25 y 100 mL mL Espátula Pipeta volumétrica de 10 mL Vaso químico de 100 mL Tubos de ensayo 13x100 mm Triangulo de arcilla Goteros Balanza Policial Trípode Reactivos
Alcohol etílico (Etanol) Aceite de cocina Aceite de motor Muestras desconocidas Mezclas Procedimiento I Parte. Clasificación de la Materia A- Clasificación Clasificación de muestras desconocidas desconocidas en homogéneas y heterogéneas. heterogéneas.
1- Rotule aproximadamente aproximadamente siete tubos de ensayo ensayo (13x100mm). 2- Mida aproximadamente 2mL de la muestra liquida liquida desconocida con la ayuda de un cilindra graduado de 25mL y colóquelos en el tubo de ensayo que corresponde. Recuerde lavar el cilindro graduado con agua y jabón antes de medir la siguiente muestra. 3- Repite este procedimiento procedimiento con las las muestras restantes.
4- si la muestra es solida, deposite sobre el vidrio reloj una pizca de la muestra (lo que tome con la punta de la espátula). Lave la espátula antes de tomar la siguiente muestra, de esta forma evitara contaminar la siguiente muestra. 5- Clasifique cada muestra en homogénea y heterogénea, tomando en cuenta el número de fases observables. 6- anótese los resultados en la tabla N1 B-
Clasificación de las muestras liquidas homogéneas en sustancia o solución.
1- Vierta dentro de la capsula de porcelana limpia y seca, el contenido de una de las muestras liquidas que usted selecciono como homogénea. 2- Evapore el contenido hasta sequedad. Clasifique la muestra como sustancia pura o solución. 3- Repita el procedimiento descrito con cada una de las restantes muestras liquidas homogéneas. 4- Anote sus resultados en la tabla N2 II Parte. Determinación de la densidad de líquidos y sólidos. A- Densidad de un líquido
1- Pese un cilindro graduado de 25 mL limpio y seco. R= 51.5g 2- Mida 10 mL de agua con la pipeta volumétrica de 10 mL. Deposítelo dentro del cilindro graduado. 3- Pese el cilindro con agua. Anote su peso. R= 62.78g 4- Calcule la masa del agua añadida dentro del cilindro. R= 62.7g-51.5g=11.2g 5- Determine su densidad. R= 11.2g/10mL=1.12 g/mL.
Densidad de un solido Irregular
1- Pese el solido que el profesor le ha proporcionado. R= 13.7g
2- Agregue 50mL de agua a un cilindro graduado de 100mL. Introduzca con cuidado el solido dentro del cilindro graduado que contiene el agua. ¿Qué observa? Anote el nuevo volumen. R= El volumen del agua aumenta y su nuevo volumen es 56mL
3- Calcule el volumen ocupado por el solido R= 56mL-50mL=6mL
4- Determine su densidad R= 13.7g/6mL=2.3g/mL. III Parte. Comparación de la densidad de líquidos.
1- Coloque dentro de un tubo de ensayo (13 x 100mm), 1mL de agua. Añade 1mL (20 gotas) de agua. Añade 1mL de aceite de cocina. ¿Qué ocurre? R= No se combinaron formando una mezcla heterogénea y es inmiscible.
2- Coloque dentro de un tubo de ensayo (13 x 100mm), 1mL de agua. Añade 1mL de aceite de motor. ¿Qué ocurre? R= No se combinaron formando una mezcla heterogénea y es inmiscible.
3- Coloque dentro de un tubo de ensayo (13 x 100mm), 1mL de aceite de cocina. Añade 1mL de aceite de motor. ¿Qué ocurre? R= Se combinaron formando una mezcla homogénea y es miscible. IV Parte. Miscibilidad entre líquidos.
1- Coloque dentro de un tubo de ensayo (13 x 100mm), 1mL de agua. Añade 1mL de Etanol ¿Qué ocurre? R= Se combinaron formando una mezcla homogénea y esta es miscible. V Parte. Separación de una mezcla de sólidos.
1- Coloque dentro de un vaso químico de 100mL aproximadamente 2 gramos de la muestra rotulada como mezcla. 2- Añade 10mL de agua medidos con un cilindro graduado de 25mL. Agite la mezcla durante dos minutos con un policial. 3- Prepare un sistema de filtración siguiendo las instrucciones del profesor. 4- Filtre. ¿Qué Observa? ¿A que conclusión llega?. R= El blanco no es soluble con el agua por lo contrario el naranja si es soluble con el agua.
5- Evapore el contenido de la capsula de porcelana hasta sequedad. ¿Qué Observa? ¿A que conclusión llega? R= El naranja quedo por la miscibilidad.
Cuestionario 1- De acuerdo a su experiencia, clasifique cada una de las siguientes muestras en homogéneas y heterogéneas. Agua, sal de mesa, arena, sal y arena, alcohol y agua, alcohol y aceite, aceite y arena. 2- Escriba cinco ejemplos de sustancias puras, de soluciones y mezclas heterogéneas. 3- ¿Qué criterio utilizo para clasificar una muestra liquida homogénea como sustancia pura o solución? 4- ¿Por qué el hecho de que una muestra liquida homogénea no deje residuo al evaporarse no es garantía de una sustancia pura? 5- Explique que técnica de separación, alterna a la evaporación, utilizaría en ese caso de que la mezcla homogénea estuviera formada por dos líquidos miscibles. 6- ¿Qué principios utilizo para determinar la densidad de un solido irregular? Explique como determinaría la densidad de un solido regular (esfera y cubo). 7- ¿Qué puede usted decir con respecto a la densidad de los tres líquidos de la III parte del experimento? Ordénelos de forma creciente a su densidad. 8- ¿Cómo compararía usted, en cuanto a propiedades el sistema miscible con el sistema inmiscible, con base en los resultados obtenidos en la III y IV parte del experimento? 9- ¿Qué propiedades de los componentes de la mezcla de sólidos, en la V parte del experimento, permitieron su separación? 10- Explique como separaría usted una mezcla de carbonato de calcio y sal de cocina. 11- Identifique las posibles fuentes de errores experimentales.
Experimento N6 Preparación, titulación y Determinación de concentración de soluciones. Objetivos:
1- Calcular la cantidad de sustancia necesaria para preparar soluciones de diferentes concentraciones. 2- Calcular el % (m/m, m/v y v/v), M, m, N, y X de una solución conociendo la masa de soluto presente en una cantidad dada de solvente. 3- Utilizar la técnica de Titulación, para valorar una solución de concentración desconocida utilizando una solución estándar. 4- Desarrollar destreza en el uso de la bureta y el instrumental adecuado en un proceso de titulación acido-base. 5- determinar la concentración de acido acético contenido en una muestra de vinagre. Materiales:
Balanza
Matraz Volumétrico 100mL
Embudo corriente
Botella lavadora
Policial
Bureta 50mL
Matraz Erlenmeyer de 250mL Pipeta Serológica 10mL
Reactivos:
NaOH Sólidos Fenolftaleína Solución estándar HCL 0.1M Vinagre Procedimiento: I Parte. Preparación de una solución de concentración desconocida.
1- Coloque 4-6 lentejas de hidróxido de sodio en un vaso químico de 10mL. NaOH es caustico e higroscópico por lo que debe ser manipulado con la ayuda de una espátula y en forma rápida. 2- Añada 40mL de agua al vaso químico que contiene NaOH y agite hasta disolver.
3- Transfiera el contenido del vaso químico a un matraz volumétrico de 100mL, según las indicaciones de su profesor. 4- Adicione 5mL de agua al vaso químico para lavar cualquier residuo de NaOH que hubiese quedado. Adiciónelo al matraz. 5- Repita el paso anterior unas veces mas de ser necesario. 6- adicione agua al matraz hasta la marca de aforo. Agite hasta homogenizar la solución, luego rotúlela. II Parte. Determinación de la concentración de una solución desconocida mediante titulación.
1- Tome una alícuota de 10ml del estándar de HCL 0.1M proporcionado por su profesor y colóquela en un matraz Erlenmeyer de 205mL, añade 3 gotas del indicador indicado fenolftaleína. 2- Proceda a llena la bureta de 50mL con la solución de NaOH que usted preparó, de acuerdo a las indicaciones del profesor. 3- Asegúrese de eliminar las burbujas y anote el volumen inicial de la bureta en la tabla N1. 4- Proceda a titular la solución estándar de HCL 0.1M con la solución de NaOH, agregando gota a gota NaOH sobre la titulación de HCL hasta que esta ultima presente el cambio de color indicado. 5- Anote el volumen final de la solución de NaOH en la bureta en la tabla N1. 6- Repita todo el procedimiento con otra muestra de 10mL del estándar de HCL 0.1M. Resultados: Muestra 1
Muestra 2
1.
Volumen de HCl 0,1 M (Va)
10ml
10 ml
2.
Lectura final de la bureta
10,5 ml
29,00ml
3.
Lectura inicial de bureta
0,00 ml
18,5 ml
4.
Volumen de NaOH
10,5 ml
10,5 ml
Cálculos: Titulación de NaOH 1.
Volumen promedio de NaOH promedio
10,5 ml
2.
Molaridad de NaOH (Mol/litro)
0,1309
III Parte. Determinación de la concentración de acido acético presente en una muestra de vinagre.
1- Utilice exactamente el mismo procedimiento de la segunda parte, empleando 5mL de vinagre, en lugar de los 10mL de la solución de HCL 0.1M. Anote sus resultados en la tabla N2. Muestra 1
Muestra 2
1.
Volumen de vinagre 0,1 M (Va)
3 ml
3 ml
2.
Lectura final de la bureta
10,5 ml
5,00ml
3.
Lectura inicial de bureta
30,20 ml
24,1 ml
4.
Volumen de NaOH
19,7 ml
19,0 ml
Las pruebas fueron realizadas en dos sistemas diferentes. Nota: la densidad del vinagre (solución de acido acético) se puede tomar como igual a 1.01g/ml. Cálculos: Titulación de vinagre 1.
Volumen promedio de NaOH
2.
Molaridad del vinagre
3.
Gramos de ácido Acético
4.
Porcentaje en peso de ácido acético en vinagre
19,35ml
Cuestionario: 1- Mencione tres campos en los cuales los procedimientos de titulación puede tener aplicación práctica, Explique.
Producción de alimentos. Para la determinación de la acidez de los alimentos Producción de combustibles. Para la determinación del tipo de combustible obtenido, y evitar la mala inyección en autos equivocados. Producción de medicamentos Para la determinación de la concentración de sustancia que forma parte de la medicina para evitar intoxicación.
2- Mencione tres razones por las cuales el conocimiento de las formas de expresar y calcular la concentración de soluciones es importante para el curso de Química General. ***
3- Identifique las posibles fuentes de errores experimentales.
Los errores que yo veo en nuestros laboratorios es en la balanza que usamos, este algo dañada y los resultados son inciertos. La falta de precisión al producir las soluciones.
Practica: Los problemas 1 al 5 son resuelto en próxima pagina 1. Si 15 g de cloruro se disuelve en suficiente cantidad de agua para preparar 500 ml de una solución cuya densidad es 1,032g/mL, determine: A. M de la solución. B. M de la solución C. % m/m D. %m/v E. X de los componentes. 2. Determine el volumen en ml de acido nítrico (d=1,11 g/ml y 19 % puro en peso) que puede prepararse diluyendo con agua, 50 ml del acido nítrico concentrado. 3. ¿que volumen de solución de acido clorhídrico 0,5My 0,1 M deben mezclarse para obtener 2L de una solución 0,3 M del acido? 4. Calcule la molaridad de una solución acuosa de nitrato cúprico 35 %m/m, si la densidad de la solución es 1.21 g/ml. 5. ¿Que volumen de acido sulfúrico 0,5 M se puede preparar a partir de 25 ml de un acido sulfúrico (d=1,18 g/ml y 98 % puro en peso)? 6. ¿que se entiende por parte por millón (ppm) y de un ejemplo? Partes por millón (ppm), es una unidad de medida de concentración . Se refiere a la cantidad de unidades de la sustancia (agente, etc) que hay por cada millón de unidades del conjunto. Por ejemplo en un millón de granos de arroz, si se pintara uno de negro, este grano representaría una (1) parte por millón. Se abrevia como "ppm".
Experimento N8 Concepto de Mol Objetivos:
1- Resaltar la utilidad, importancia y el alcance del concepto de mol. 2- Ejecutar operaciones y cálculos empleando el concepto de mol. 3- Utilizar el concepto de mol y número de moles y de los gramos de u compuesto o elemento.
Materiales:
Balanza de dos platos o electrónica
7 docenas de tuercas
7 docenas de clip
7 docenas de clavos de 1 pulgada
7 docenas de tachuelas
Recipiente para pesar
7 docenas de frijoles
Procedimiento: I Parte. Concepto de Mol.
En la primera parte de esta experiencia, cada pareja dispondrá de 7 docenas de cada uno de los materiales mencionados. A fin de hacer las operaciones, se supondrá que el número de avogrado (NA), sea igual a 30. 1- Seleccione grupos de 30 unidades de cada una de las espacies. Llévelos a la balanza y determine la masa de un mol (30 unidades) siguiendo las instrucciones del profesor. Anote la masa en la tabla N1. Luego devuelva cada grupo a su respectivo envase. 2- Determine mediante cálculos las unidades necesarias para preparar 1.7 moles de las especies anteriores. Utilizando la masa de un mol obtenida en el punto 1, calcule masa teórica correspondiente. Anote sus resultados en la tabla N2. Pese ahora cada uno de los 1.7 moles y anote sus resultados en la tabla N2. 3- Separe una cantidad (un puñado) de cada especie, cuéntelos y calcule los moles y los gramos que representan. Anote los resultados en la tabla N3. Llévelos a la balanza para determinar su masa y anote.
Resultados: I Parte. Concepto de Mol. Tabla N1 Masa de un mol. N°
Especie
Mol
Cantidad
Masa
1.
Clavos
1
30
3,50 g
2.
Frijoles
1
30
3,6 g
3.
Clips de Colores
1
30
13,2 g
4.
Tachuela
1
30
15,8 g
5.
Tuercas
1
30
42,1g
6.
Clips
1
30
13,0 g
Tabla N2 Masa de 1.7 moles N°
Especie
Mol
Cantidad
Masa Experimental
Masa Teórica
1.
Clavos
1,7
51
59,4 g
59,5 g
2.
Frijoles
1,7
51
5,8 g
6,12g
3.
Clips de Colores
1,7
51
22,3 g
21,22g
4.
Tachuela
1,7
51
26,6 g
26,8g
5.
Tuercas
1,7
51
71,5 g
71,57g
6.
Clips
1,7
51
22,1g
22,1g
Tabla N3 Masa de una cantidad de un mol determinada N°
Especie
Mol
Cantidad
Masa Experimental
Masa Teórica
1.
Clavos
0,233
70
8,2 g
8,16 g
2.
Frijoles
1,2
36
4,3 g
4,32g
3.
Clips de Colores
0,4
12
5,2 g
5,28g
4.
Tachuela
0,333
10
5,3 g
5,267g
5.
Tuercas
0,333
10
13,9g
14,033g
6.
Clips
0,233
7
30,4g
30,4g
Procedimiento: II Parte. Masas Relativas.
Ahora se trata de hacer ver que la relación que hay entre la masa de un mol de una especie (A) y la masa de un mol de otra especie diferente (B) (Relación de masa molar) es la misma relación que hay entre la masa de una molécula de la misma especie (A) y la masa de una molécula de otra especie diferente (B) (relación de masa molecular). Para ello, las moléculas de cada especie A y B estarán representadas por dos especies que Ud. Seleccione. 1- Escoja tres unidades de la misma especie y pese cada unidad con la balanza. Calcule la masa promedio de la especie seleccionada. Repita esta operación para cada una de las otras especies. Anote los valores en la tabla N4. 2- Utilizando los resultados de la primera parte (Tabla N1) establezca la relación de la masa de un mol de las especies (A) con respecto a la masa de un mol de otra especie (B) (Relación masa molar). Anote los resultados en la tabla N5. 3- Para las mismas dos especies seleccionadas (A y B) en el punto anterior, determine le relación de masa promedio de una unidad de una de las especies (A) con respecto a la masa promedio de una unidad de la otra especie (B) (Relación de masa molecular). Anote sus resultados en la tabla N5. 4- Determine igualmente la relación de la masa de 1.7 moles de una especie (A) con respecto a la masa de 1.7 moles de otra especie (B). Anote en la t abla N5. 5- Repita los puntos del 1 a 4 utilizando dos nuevas especies (C y D). 6- Establezca todas las comparaciones posibles entre las especies utilizadas (A/C, A/D, B/C, B/D, A/E, etc.).
Resultados: II Parte Masas Relativas Tabla N4 Masa promedio de una unidad N°
Especie
Masa Experimental #1
#2
#3
Promedio
1.
Clavos
1.2 g
1,1g
1,1g
1,13g
2.
Frijoles
0,1g
0,1g
0,1g
0,1g
3.
Clips de Colores
0.5 g
0.5 g
0.4 g
0.43 g
4.
Tachuela
0.5 g
0.5 g
0.6 g
0.53 g
5.
Tuercas
1,4 g
1,4 g
1,4 g
1,4 g
6.
Clips
0,4 g
0,5 g
0,4 g
0,43 g
Tabla N5 Masas relativas N°
Especie
Relación masa promedio
Relación masa molar
1 unidad/1unidad
1,0 mol/1,0 mol
1,7 mol/1,7mol
1.
A/B
11.3
9.7222
10.2413
2.
C/D
0.811320
0.83544
0.8383
3.
A/C
2.6279
2.65
2.66
4.
A/D
2.13
2.2151
2.21
5.
C/B
4.3
3.666
3.46
6.
B/D
0.1886
0.2769
0.2160
Cuestionario: 1- Para la misma especie compare la relación mol/mol y la relación de las masas de la tabla N1 vs tabla N2. De la I parte. ¿A que conclusiones llega?
Aumentamos la cantidad molar por tal razón se aumento el peso. 2- Para una misma especie encuentre la relación entre los moles de la tabla N2 vs tabla N3 y la relación entre la masa de la tabla N2 vs tabla N3. ¿A que conclusión llega?, ¿Qué sucede con la cantidad? Los resultados que se han tabulados son muy acertados y dependiendo la masa varia la cantidad, los moles. 3- Compare los valores experimentales con los teóricos de las masas obtenidas en las tablas N2 y N3.
Estos resultados son muy apropiados, pero crea una discordancia con otras tablas, que al usar los mismos datos, los datos son muy disparejos. 4- Compare entre si las relaciones obtenidas en la tabla N5. ¿Coinciden? Hay resultados que están dentro del margen de error indicado, pero hay otros que no concuerdan y después de rectificar el error no pudo ser sanado.
5- ¿A que conclusiones llega sobre la relación que existe entre las masas moleculares promedio de distintas especies (por ejemplo A y B) y la relación que existe entre la masa molar de dichas especies (A y B)?
Para la primera interrogante se puede afirmar que, ningún cuerpo logra pesar lo mismo, o ser los pesos uniformes de cuerpos de una misma especie, por esta razón que hay un valor promedio en valores de cuerpos individuales. Respecto a la segunda interrogante. Si los individuos de una especie son diferentes, mucho mas lo son los individuos de especies diferentes. Por esta razón algunas moles de cierta especie, pesara mas que las moles de otra especie o en viceversa 6- Al comparar las relaciones A/B con C/A y C/B ¿Qué relación resulta? Justifique su respuesta. ***
7- Identifique las posibles fuentes de errores experimentales.
Primer fuente de error: no tener una balanza que funciones en sus 100% o cercano a este limite Problemas: Son resuelto en la próxima pagina.
1- Calcule los átomos de cobre que hay en 30g de sulfato cúprico. 2- ¿Cuánto pesan los gramos de Na que equivalen al mismo número de átomos que los que hay en 15g de K? 18
3- ¿Cuántos átomos de Oxigeno hay en 1.25x10 moléculas de agua? 4- Una solución de acido sulfúrico contiene 65% p/p del acido, y tiene una densidad de 1.55g/mol. ¿Cuántas moléculas de acido hay en 1L de la solución? 5- Se tiene una muestra de 1.0g de cada uno de los siguientes compuestos: CO2, O2, H2O y CH3OH. a- ¿Cuál muestra tiene el mayor numero de moléculas? b- ¿Cuál muestra tiene el menor numero de átomos?
Experimento N11 Tipos de reacciones Objetivos:
1Observar experimentalmente la ocurrencia de una reacción química, mediante el reconocimiento de indicios perceptibles. 2- Clasificar las reacciones químicas estudiadas, tomando en cuenta el comportamiento observado. 3- Proponer ecuaciones químicas para las reacciones estudiadas. 4- Balancear las ecuaciones químicas, utilizando el método de simple inspección. Materiales:
Mechero Bunsen
Espátula de Metal
Tubos de Ensayos 16x150 mm y 13x100 mm Capsula de Porcelana Gradillas
Trípode
Pinza Stoddard
Malla de Alambre
Cilindro Graduado 25mL
Astilla de Madera
Reactivos:
Hidróxido de calcio saturado
Clorato de potasio
Acido clorhídrico 6M
Granallas de zinc
Yoduro de potasio 0.1M
Acetato de plomo 0.1M
Nitrato de plata 0.1%
Alambre de cobre
Sulfato de cobre (II) 0.1M
Hidróxido de sodio
Carbonato de sodio
Cloruro de bario 0.1M
Acido sulfúrico 6M
Procedimiento: I parte. Reacciones Típicas. A. síntesis o Combinación
1- Coloque en un tubo de ensayo 13x100 mm 2mL de una solución saturada de Ca (OH)2 (filtrada). Con la ayuda de una pipeta burbujee aire suavemente dentro del tuvo que contiene la solución. 2- Anote sus observaciones, complete y balancee la correspondiente ecuación. Al agregarle el dióxido de carbono, esta reacción cambia el color a blanco. B.
Descomposición
1- Coloque un gramo de clorato de potasio en un tubo de ensayo 16x150 mm, sujeto con las pinzas para tubo de ensayo. 2- Caliente el tubo con un mechero (evitando dirigir la boca del tubo hacia la cara de su compañero). 3- Cuando el clorato se haya fundido y desprenda burbujas, acerque la boca del tubo una astilla incandescente. 4- Anote sus observaciones, complete y balancee la ecuación correspondiente. La llama aumenta por la liberación de Oxigeno. KClO4
2KCl+ 3 O2
C. Simple Desplazamiento.
1- Vierta 6mL de HCL 6M en un tubo de ensayo 16x150 mm y colóquelo en una gradilla. 2- Agregue una granalla de zinc al tubo de ensayo y cúbralo de inmediato con un tubo de ensayo de mayor tamaño 25x150 mm, limpio y seco. 3- Tenga a la mano una astilla incandescente. 4- espere unos segundos para que el tubo de ensayo de 25x150 mm se llene de gas; luego sepárelo, inviértalo y acelere rápidamente la astilla encendida. (Cuidado) 5- Anote sus observaciones, complete y balancee la respectiva ecuación. . Se determina que se a de liberar un gas, este es Hidrogeno. 2HCl+2Zn
ZnCl2 +H2
(Véase respuestas en la Pagina 71) D. Doble Desplazamiento
1- Vierta 2mL de una solución diluida de yoduro de potasio en un tubo de ensayo 13x100 mm que contiene mL de una solución de acetato de plomo. (Precaución: la solución de acetato de ploma es altamente toxico evite el contacto). 2- Anote sus observaciones, complete y balancee la ecuación correspondiente. II Parte. Reacciones para Estudiar y Clasificar.
Para cada una de las reacciones que se presentan a continuación, anote las evidencias de reacción observadas, complete, balancee y clasifique la correspondiente reacción química, de acuerdo a uno de los tipos de reacción previamente estudiados. A. 1- Coloque en un tubo de ensayo 13x100 mm 3mL de nitrato de plata y agréguele un alambre de cobre limpio. Espere unos 20minutos para observar y anotar los resultados ¿Qué observa? Anote.
AgNO3+Cu
CuNO3+Ag
Ocurre un desplazamiento simple donde el cobre desplaza la plata. La plata se solidifica y se produce Nitrato de cobre líquido. El cobre sufre oxidación. B.
1- Vierta en un tubo de ensayo 16x150 mm 5mL de solución de sulfato de cobre (II). 2- Añada 2mL de disolución de NaOH 0.1M. Anote sus resultados. CuSO4+2NaOH
Cu (OH) 2+Na2SO4
C.
1- Coloque en un tubo de ensayo 13x100 mm 0.2g de NA2CO3. Añada 2mL de HCL 6M. 2- Tenga a mano fósforos y una astilla de madera. 3- Cuando se observe la formación de burbujas, encienda y acerque la astilla incandescente. ¿Qué sucede?
Na2CO3+HCl
NaCl+H2CO3
Se apaga la llama y se producen unas burbujas
D.
1- Vierta en un tubo de ensayo 13x100 mm 3mLde una solución de BaCl2 0.1M. 2- Añada 3mL de H2SO4 6M. Observe y anote sus resultados.
BaCl2+H2SO4
BaSO4+2HCl
Se forma un precipitado blanco. Practica. La practica es resulta en la próxima paginas. Parte I. escriba, balancee y clasifique las siguientes reacciones.
1- El nitrato de plomo (II) acuoso reacciona con acido sulfúrico acuoso para formar un precipitado de sulfato de plomo (II) y acido nítrico acuoso. 2- El nitrato de cobalto (II) acuoso, reacciona con sulfuro de amoniaco acuoso para formar sulfuro de cobalto solido y nitrato de amoniaco acuoso. 3- El acido perclórico acuoso reacciona con una solución de hidróxido de sodio formando perclorato de sodio acuoso y agua liquida. 4- El boro solido reacciona con el cloro gaseoso formando un cloruro de sodio líquido. 5- El hidrogeno carbonato de sodio solido, por la acción del calor, produce carbonato de sodio solido, vapor de agua y dióxido de carbono en forma gaseosa. 6- El tetracloruro de silicio solido se combina con el magnesio solido formando cloruro de magnesio solido y silicio salido. 7- El oxido de dinitrógeno gaseoso, forma nitrógeno gaseoso y oxigeno gaseoso cuando se calienta. Parte II. Complete, Balancee y Clasifique las siguientes reacciones.
1- Al(s) +Br 2 (l)
=
2- HCL (ac) +Al (OH) 3(ac) = 3- Fe(s) +H2SO4 (ac)
=
4- CaCl2 (ac) +K 2SO4 (ac)
=
5- Al2 (CO3)3(s) +calor
=
6- C2H4 (g)+O2 (g)
=
Cuestionario:
1-
En la descomposición del clorato de potasio ¿Qué evidencias indican que ocurre una reacción? ¿Qué sucede a la astilla encendida cuando se acerca al tubo de ensayo y explique por que? La descomposición por calor es la siguiente: 2KClO3 (s) + calor ---> 2KCl (s) + 3O2 (g) Se produce cloruro de potasio y oxígeno molecular. Al liberar O2 , el fuego de la astilla se alimenta y la flama aumenta su tamaño.
2-
En la reacción de simple desplazamiento de HCL con el Zn ¿Qué evidencias indican que ocurre una reacción? ¿Qué gas se identifica con la prueba de la astilla encendida? ¿Clasificaría esta última prueba como simple desplazamiento? HCl + Zn = ZnCl + H2
se libera el hidrógeno debido a q es un gas muy ligero y al reaccionar el acido con el zinc se crea una sal y el hidrógeno sale liberado. Deberia formarse un presipitadop y con la prueba de la astilla es la co mbustión del hidrogeno molecular. 3-
Identifique el precipitado que se forma en la reacción de doble desplazamiento entre la solución de yoduro de potasio y la solución de acetato de plomo. ¿De que color es el precipitado? Pb(NO3)2
+
KI
=====>
KNO3
+
PbI2
Forma un precipitado de color amarillo intenso, el cual es el ioduro de potasio (PbI2), es una reaccion de doble desplazamiento y el nitrato de potasio (KNO3) queda como liquido 4-
¿después que reacciona el nitrato de plata con el cobre metálico que evidencias demuestran que hubo reacción? ¿Cambia el color de la solución, por que? En esta reacción se libera plata solida y se forma nitrato de cobre. El nitrato de cobre es líquido y de color azul.
5-
¿Qué evidencias demuestran que hubo una reacción entre el sulfato de cobre (II) y el NaOH? CuSO + 2 NaOH -> Cu(OH) + NaSO Obtienes hidróxido cúprico y sulfato de sodio
6-
¿Qué gas se identifica en la reacción del Na2CO3 con el HCl con la prueba de la astilla encendida? Al mezclar estos dos compuestos obtendras: NaHCO3 + HCl --- NaCl + CO2 + H2O La prueba de la astilla demuestra que en realidad se produjo CO2 dado que el fuego presento debilidad acercar la astilla a la boca del tubo de ensayo.
7-
¿Cuáles son las características que distinguen una reacción acido base tipo neutralización? El producto de estas reacción será siempre una sal y agua. Esta reacción produce un PH neutro.
8-
¿Cómo se organiza la serie de actividad y como se utiliza para estudiar las reacciones redox? La serie de actividad química se organiza de mayor a menor, empezando con los elementos que son más activos y de último los elementos menos activos. La serie de actividad química la utilizamos en las reacciones redox para predec ir si habrá o no reacción. Por ejemplo con los metales: un metal que es más activo que otro, se disolverá en una solución de metal y cubrirá el metal menos activo.
9-
Explique por que todas las reacciones de desplazamiento simple pueden ser considerada como reacciones de oxido reducción. Porque el desplazamiento simple es un reactivo que da sus electrones y otro elemento los recibe. Otra de la características de que dicen que se parecen a una oxido reducción es el cambio de valencia o numero de oxidación.
10- ¿Cuáles son los productos de una reacción de combustión? Explique por que todas las reacciones de combustión pueden ser consideradas como reacciones redox. El producto de una combustión es Agua y dióxido de carbono. Puede ser considerada redox porque hay cambio de números de oxidación. 11- De dos ejemplos de reacciones de: desplazamiento doble con y sin precipitación, neutralización, combinación, descomposición, desp lazamiento simple. Doble desplazamiento con precipitado. KCl + AgNO3AgCl + KNO3 3BaCl2 + Fe2(SO4)33BaSO4 + 2FeCl3 y
y
y
y
y
Doble desplazamiento sin precipitación. K2S + MgSO4K2SO4 + MgS ZnO + H2SO4ZnSO4 + H2O Neutralización. HMnO4 + NaOH NaMnO4 + H2O Combinación. 4Fe + 3 O22 Fe2O3 Descomposición.2
HgO + calor 2Hg + y
Desplazamiento simple.2
HCl + ZnZnCl2 + H2 12- Identifique las posibles fuentes de errores experimentales. Como todos los laboratorios que se realizan este laboratorio poco equipado.
Los reactivos pueden que no funcionen , por su vejez u otro caso que el reactivo no se encuentre en el inventario de la universidad.
Experimento N12 Reacciones de Oxido Reducción Objetivos:
1- Analizar las características de una reacción de oxidación-reducción. 2- Identificar las sustancias que se oxidan y las que se reducen en una reacción redox. 3- Determinar el flujo de electrones en una reacción de oxidación-reducción mediante la aparición de colores en la solución cerca del ánodo y cátodo. Materiales:
Vidrio Reloj
Gradilla
Gotero
Alambre
Policial
Batería de 6V
Clavo de Hierro 4 plg
Vaso Químico
Tubos de Ensayos 16x150 mm Papel lija Reactivos:
Solución de HCl 2M
Solución de AgNO3 al 10%
Solución de K 3Fe(CN)6 0.02M Solución de CuSO4 0.5M Cu (Lamina)
Solución de fenolftaleína
Zinc (granallas)
Procedimiento: Parte I. Reacciones Redox.
1-
Coloque 2mL de una solución de nitrato de plata al 10% en un tubo de ensayo 13x100 mm, añade una lamina de cobre. Observe que le sucede a la solución y al cobre. Anote sus resultados.
Se separa la plata y se forma nitrato de cobre. 2-
3-
Coloque 2mL de la solución de sulfato de cobre (II) 0.5M en un tubo de ensayo 13x100 mm. Añade una lámina de zinc. Observe que le sucede a la solución y al zinc. Anote sus resultados.
Se forma Sulfato de Zinc y el cobre se libera. Coloque 2mL de una solución de acido clorhídrico 2M en un tubo de ensayo 13x100 mm. Añade una lámina de cobre. Observe que le sucede ala solución y al cobre. Anote sus resultados.
El cobre se reduce, se vuelven más delgados, pero adquiere un color brillante. 4- Coloque 2Ml en una solución de acido clorhídrico 2M en un tubo de ensayo 13x100 mm. Añade una lámina de zinc. Observe que le sucede a la solución y a zinc. Anote sus resultados.
El zinc se reduce, adquiere un color brillante, ya que deja de tener un tono opaco. Resultados. Parte I. Reacciones Redox
Para cada una de las reacciones estudiadas escriba: 1- La reacción completa con reactivos y productos. 2- Las dos semirreacciones: de oxidación y de reducción. 3- El numero total de electrones transferidos. 4- El agente oxidante y el agente reductor. 5- La ecuación molecular balanceada.
Parte II. Cambio Electrónico
123456789-
Agregue 200mL de agua a un vaso químico de 400mL. Agregue 10gotas de solución de fenolftaleína y agite. Luego, agregue 10mL de la solución de K 3Fe (CN)6 0.02M y mezcle. Conecte dos clavos limpios a las pinzas de los alambres conectados siguiendo las instrucciones del profesor. Coloque los clavos conectados a los alambres en el vaso de 400mL. Separe los clavos lo mas posible (use cinta adhesiva) y observe. Conecte los alambres a las terminales de una batería de 6v. Después de un minuto o más, la solución cambia de coloración en el área alrededor de los clavos. Observe y anote. Para mejores resultados, mantenga el sistema por unos 30 minutos. Observe el flujo de electrones. El cable conectado al cátodo o positivo se reduce mientras que el cable conectado al ánodo o negativo se oxida.
Reacciones: -
En el cátodo: 2H2O+2e =H2 (g)+2OH 0
2+
-
En el ánodo: fe =Fe +2e . Resultados: Parte II. Camino Electrónico
Para la reacción estudiada escriba: 1- El agente oxidante y el agente reductor. 2- Total de electrones transferidos. 3- La ecuación iónica total para la reacción. Cuestionario:
1- ¿Qué sustancia se genera en el medio para que aparezca el color rosado en la solución al agregar fenolftaleína? ¿Cómo se produce esta sustancia? 2- Identifique el ánodo y el cátodo. 3- Haga un diagrama que represente el flujo de iones y de electrones. 4- De ejemplos de reacciones químicas de oxidación reducción que se llevan a cabo en nuestra vida cotidiana. 5- ¿De ejemplos de agentes oxidantes y reductores que se usan comúnmente en los laboratorios de química? 6- ¿Cuál es la semirreacción de oxidación del agua, si se lleva a cabo la electrolisis del agua en medio acido? 7- Identifique las posibles fuentes de errores experimentales.
Experimento N15 Calorimetría Objetivos:
1- Construir un aparato que permita medir el intercambio de calor que ocurre durante un proceso. 2- Determinar la capacidad calorífica del calorímetro a través del proceso de calibración. 3- Determinar el calor de fusión del hielo y el calor de una reacción acido-base, utilizando un calorímetro tipo taza de café. Materiales:
2 Termómetros
Policial
Vaso de espuma de poliestireno de 24 onzas Balanza 2 Vasos químicos de 250mL
Cilindro graduado de 100 y 500mL
Mechero
Reactivos:
Hielo
Solución de hidróxido de sodio
Solución de acido clorhídrico 0.5M Agua destilada
Procedimiento: Parte I. Construcción y calibración del calorímetro.
1- Utilizando un vaso químico de 250mL, un vaso de espuma de poliestireno de 24 Onzas, un termómetro y un policial, construya un calorímetro según el diagrama presentado por su profesor. 2- Pese el calorímetro y anote este dato en la tabla N1. 3- Mida con una probeta 90mL de agua, vierta esta agua dentro del vaso químico que esta dentro del calorímetro. Tápelo. 4- Pese el calorímetro con agua y registre este peso en la tabla N1. 5- Mida la temperatura del agua con intervalos de un minuto hasta obtener tres lecturas iguales. Anote este valor en la tabla N1. 6- Mida con una probeta 90mL de agua y póngalos a calentar, cuando la temperatura esta cerca del punto de ebullición, apague el mechero.
7- Registre la lectura de temperatura del agua. 8- Destape el calorímetro, vierta rápidamente el agua caliente sobre el agua que esta del calorímetro y enseguida vuelva a tapar. Anote los segundos empleados para realizar esta operación (tiempo de mezcla). Agite continuamente para evitar gradientes termales. A partir de la última lectura de temperatura, vuelva a registrar temperaturas, a razón de una por minuto, hasta obtener tres temperaturas iguales. Anote sus reg istros en la tabla N1. 9- Pese el calorímetro con la mezcla de agua y anote este valor en la tabla N1. 10- Descarte la mezcla de agua y seque el calorímetro. Resultados: (Véase respuestas en la tabla N1, Pagina 93) Cálculos:
Considere dentro de los limites de error experimental que, el calor especifico del agua liquida es igual a 1 cal/g0C. 1- AT del agua fría 2- AT del agua caliente 3- AT del calorímetro 4- Masa del agua fría 5- Masa del agua caliente 6- Calor absorbido por el agua fría 7- Calor cedido por el agua caliente 8- Capacidad calorífica del calorímetro
Parte II. Calor de Fusión del hielo
1- Vierta 140mL de agua dentro del calorímetro al cual usted le determino previamente su capacidad calorífica. 2- Pese el calorímetro con la masa de agua. Anote este valor en la tabla N2. 3- Mida la temperatura del agua con intervalos de un minuto hasta obtener tres lecturas iguales. Anótelas en la tabla N2. 4- Vierta 3 cubos de hielo si son grandes o 6 si son pequeños dentro del calorímetro, tape y agite la mezcla. Continúe registrando la temperatura cada minuto hasta encontrar tres lecturas iguales. Anótelas en la tabla N2. 5- Pese el calorímetro con la mezcla de agua. Anote este peso en la tabla N2.
Resultados: (Véase respuestas en la tabla N2, Pagina 94) Cálculos:
1- Masa de agua añadida al calorímetro 2- El AT del agua 3- El AT del hielo fundido 4- El AT del calorímetro 5- La masa del hielo 6- q agua 7- q calorímetro 8- q hielo fundido 9- q fusión 10- AH fusión molar Parte III. El calor de reacción de una reacción acido-base.
1- Mida con la ayuda de un cilindro graduado 90mL de acido clorhídrico 0.5M. 2- Viértalos dentro del vaso químico que esta en el calorímetro, pese el sistema y anótelo en la tabla N3. 3- Mida la temperatura de la solución de acido clorhídrico que esta en el calorímetro con intervalos de un minuto hasta obtener tres lecturas iguales. Anótelas en la tabla N3. 4- Mida con la ayuda de un cilindro graduado 90mL de una solución de hidróxido de sodio 0.5M. Registre su temperatura cada minuto hasta obtener tres lecturas iguales. Anótelas en la tabla N3. 5- Vierta la solución de hidróxido de sodio dentro del vaso del calorímetro, tape y agite la mezcla. Continúe registrando la temperatura cada minuto hasta encontrar tres lecturas iguales. Anótelas en la tabla N3. 6- Pese el calorímetro con la solución. Anote este peso en la tabla N3. Resultados: (Véase respuestas en la tabla N3, Página 95) Cálculos:
1- El AT del calorímetro 2- El AT de la solución
3- La masa de la mezcla 4- q calorímetro 5- q disolución 6- q reacción 7- q de neutralización molar Cuestionario:
1- ¿Qué es calor? ¿Cuál es la diferencia entre calor y temperatura?
2- Explique los siguientes términos: sistema, alrededores, sistema abierto, sistema cerrado, sistema aislado. 3- ¿Cuál es la diferencia entre calor específico y capacidad calórica? ¿Cuál es la propiedad intensiva y cual la extensiva? 4- En una medición calorimétrica, ¿Por qué es importante conocer la capacidad calorífica del calorímetro? 5- En este experimento, ¿Cómo determinamos que dos cuerpos han alcanzado el equilibrio térmico? 6- ¿Cuál es la diferencia entre q hielo y q fusión del hielo? 7- ¿Por qué para el calculo de q hielo usamos el valor del calor especifico del agua liquida en lugar del calor especifico del hielo? 8- Compare el calor de fusión del hielo obtenido experimentalmente, con el reportado en literatura (q fusión del hielo=80cal/g). 9- Defina el término entalpia de disolución. 10- Identifique las posibles fuentes de errores exper imentales.
