Estudio cualitativo del comportamiento químico de algunas sustancias en disolución acuosa. Facultad de Estudios Superiores Cuautilán

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN CAMPO1

Diseño experimental: experimental: “Estudio cualitativo del comportamiento químico de algunas sustancias en disolución acuosa” Integrantes 

Ferrer Santos Maritza…………………………………….100%

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Gómez Nava Abigail………………………………………..100% Abigail………………………………………..100%

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Soto Sánchez Sánchez Brenda Karen………………………………100%

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Vázquez Vázquez Ortiz Joab…………………………………………100%

Laboratorio de ciencia básica I Ingeniería química 2018-1 Grupo: 1151 Profesora: Q. Araceli Gaspar Medina

Fecha de entrega: 14 de noviembre de 2017

ÍNDICE 

Planteamiento del problema………………………………………………… ..3

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Marco teórico………………………………………………………………........3

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 Asignación de variables………………………………………………………..8

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Hipótesis……………………………………………………………… ..……..…8

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Metodología experimental………………………………………………… ......8

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Tabla del comportamiento químico de algunas sustancias en disolución acuosa…. ...................................................................................................11

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Referencias……………………………………………………………………. 13

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 Anexos…………………………………………………………………………..13

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PLANTEAMIENTO DEL PROBLEMA Determinar experimentalmente el comportamiento químico de algunas sustancias en disolución acuosa.

MARCO TEÓRICO En el ámbito químico se le asigna el nombre de sustancia  a cualquier  materia o material que posea sus características químicas y su composición interna sean constantes, es decir, sus compuestos los cuales le otorgan las propiedades químicas a la materia nunca varíen. A dichas sustancias se les asigna el nombre de puras para lograr la diferenciación con el termino de mezclas (las mezclas es la unión de dos o más sustancias y esta pueden ser clasificadas en heterogéneas y homogéneas). Un elemento químico, es una sustancia formada por átomos con el mismo número de protones en el núcleo al cual se le denomina número atómico, todos los átomos con el mismo número de protones, son átomos del mismo elemento. “  

”  

Hacia la mitad del siglo XIX los químicos habían descubierto un gran número de elementos y habían determinado distintas propiedades de los mismos, sin embargo, toda esta información estaba en desorden y debía tabularse de alguna manera, así es como nació la tabla periódica, hecha para ordenar y sistematizar dichas propiedades. Se les atribuye principalmente a Dmitri Mendeleev y Lothar Meyer, aunque cabe destacar que el trabajo de Mendeleev fue más sobresaliente que el de Meyer, puesto que dejó espacios en blanco para elementos todavía por descubrir y corrigió los valores de algunas masas atómicas. La tabla periódica actual se basa en las configuraciones electrónicas de los elementos, que no es más que la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales dentro del átomo, está ordenada de tal manera que los grupos verticales reúnen a los elementos que tiene propiedades semejantes. Los períodos horizontales de la tabla están dispuestos en orden creciente de números atómicos de izquierda a derecha.

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En la tabla periódica de la contracubierta delantera los grupos se numeran en la parte superior y los períodos en el extremo de la izquierda. Los primeros dos grupos, el bloque s, y los últimos seis grupos, el bloque p, constituyen los elementos de los grupos principales. Por su situación intermedia entre el bloque s y el bloque p, los elementos del bloque d se llaman elementos de transición. Si los elementos del bloque f, denominados a veces de transición interna, se incorporasen en el cuerpo principal de la tabla, esta debería aumentar su anchura hasta incluir al menos 32 elementos.

Como ya se mencionó, en ella están inmersas muchas propiedades, el radio atómico y el radio iónico aumentan hacia abajo y la izquierda, hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, que es la cantidad de energía que debe absorber un átomo en estado gaseoso para poder arrancar un electrón, la afinidad electrónica, que es la medida de la variación de energía cuando un átomo en estado gaseoso adquiere un electrón y la electronegatividad.

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Un compuesto molecular está formado por unidades discretas denominadas moléculas que generalmente consisten en un número pequeño de átomos no metálicos que se mantienen unidos mediante un enlace covalente. Para representar un compuesto molecular utilizamos una fórmula química que nos indica los elementos presentes y el número de átomos de cada elemento. Una reacción química es un proceso en el que un conjunto de sustancias llamadas reactivos se transforman en un nuevo conjunto de sustancias llamadas productos, es decir, ocurre una transformación química, aunque en muchos casos esto no ocurre y cuando las sustancias se mezclan se mantiene su composición original. Una ecuación química es una notación simbólica para representar las reacciones químicas:

La mayoría de las reacciones químicas que se realizan en un laboratorio de química general tienen lugar en disolución. Esto se debe en parte a que la mezcla de los reactivos en disolución ayuda a conseguir el contacto entre los átomos, iones o moléculas necesarias para que la reacción tenga lugar. Uno de los componentes de la disolución, denominado disolvente, es el que determina si la disolución es un sólido, líquido o gas. En esta discusión nos limitaremos a las disoluciones en las que el disolvente es agua líquida, o sea, disoluciones acuosas. Los otros componentes, solutos, están disueltos en el disolvente. Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrólitos y no electrólitos. Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parciales, con reacciones de tipo reversible. Un no electrólito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua.

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En la siguiente tabla se muestran ejemplos de electrólitos fuertes, débiles y no electrólitos.

Existen varios tipos de reacciones, a continuación se mencionan las más conocidas:   REACCIONES DE PRECIPITACIÓN: tienen lugar cuando se combinan determinados aniones y cationes obteniéndose como producto un sólido iónico insoluble llamado precipitado, dichas reacciones se utilizan en el laboratorio para identificar los iones presentes en una disolución, en la industria se utilizan para obtener numerosos compuestos químicos. Cabe destacar que estas reacciones pueden predecirse ya que al ocurrir la mezcla de distintas sustancias sólo hay dos posibilidades: o bien alguna combinación de catión y anión conduce a un sólido insoluble o precipitado, o bien no es posible semejante combinación y no hay ninguna reacción. Para predecir lo que sucede sin experimentar se debe recabar información acerca de los tipos de compuestos iónicos que son solubles en agua y los que son insolubles. La forma más resumida de dar esta información es mediante un conjunto de reglas de solubilidad:

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Compuestos solubles

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Compuestos en su mayoría solubles

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Compuestos en su mayoría insolubles

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Todos los de los metales alcalinos (Grupo 1) y el ión amonio (NH 4+) Nitratos, percloratos y acetatos Cloruros, bromuros, ioduros, excepto los de Pb2+, Ag+ y Hg2+ que son insolubles Los sulfatos, excepto los de Sr 2+, Ba2+, Pb2+ y Hg2+que son insolubles (CaSO 4 es poco soluble) Hidróxidos y sulfuros (Son solubles: los de metales del Grupo 1 y NH 4+, sulfuros de los metales del Grupo 2, hidróxidos de Ca2+, Sr 2+ y Ba2+ son ligeramente solubles. Los carbonatos y fosfatos(Los de los metales del grupo 1 y NH 4+ son solubles)

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REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN: es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas acido-base se forma agua y una sal, que es un compuesto iónico formado por un catión distinto del H+ y un anión distinto del OH - u O2-. Se caracterizan por un proceso de transferencia de protones.  Acido + base -----> sal + agua

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REACCIONES REDOX: se consideran como reacciones de transferencia de electrones, donde dos elementos se combinan para formar un compuesto. Por conveniencia, este proceso se visualiza en dos etapas, una implica la perdida de electrones y la otra, la ganancia de electrones. Cada una de estas etapas se denomina semireacción, y explícitamente muestra los electrones transferidos en la reacción redox. La suma de las semireacciones produce la reacción global. A su vez, en estas reacciones se encuentran clasificadas otras: a. Reacciones de descomposición: son lo opuesto de las reacciones de síntesis, o sea, un reactivo da origen a productos más simples que él. Escribiendo la reacción genérica nos resulta fácil entender lo que sucede:  AB —– > A + B b. Reacciones de combinación o síntesis: las sustancias se juntan formando un solo producto. Representando genéricamente los reactivos como A y B, una reacción de síntesis puede ser escrita como:  A + B —– > AB c. Reacciones de combustión: la sustancia reacciona con el oxígeno, por lo general con la liberación de calor y luz para producir una flama. d. Reacciones de desplazamiento: un ion (o átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento: la mayoría de las reacciones de desplazamiento cae en una de tres categorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal o desplazamiento de halógeno.

Hay ciertos indicios para saber si ha ocurrido una reacción como: formación de un precipitado, desprendimiento de gases, cambios de color, absorción o liberación de calor, cambios en otras propiedades como acidez, olor, aparición de propiedades magnéticas o eléctricas. Pero éstos sólo son indicios; para que pueda asegurarse que se ha producido una reacción química, hay que constatar la formación de nuevas sustancias.

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ASIGNACIÓN DE VARIABLES Variable independiente: Compuestos en disolución acuosa. Variable dependiente: Comportamiento químico. Variables de control: Temperatura, presión y medio acuoso.

HIPÓTESIS Si la naturaleza de los compuestos en disolución acuosa cambia entonces su comportamiento químico se modificara siempre y cuando se realice a temperatura y presión constante.

METODOLOGÍA EXPERIMENTAL Sujeto de estudio: Comportamiento químico de las soluciones p roblema. Material, equipo y sustancias Probeta con agua destilada 1 Balanza granataria (+/- 0.01 g) 1 Matraz volumétrico de 25 mL (+/- 25 mL) 1 Espatula 1 Vidrio de reloj 1 Vaso de precipitado de 100 mL 1 Agitador de vidrio 11 Tubos de ensayo   Etiquetas 1 Gradilla de madera 1 Propipeta 1 Pipeta volumétrica de 10 mL (+/- 0.02 ml)

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Procedimiento experimental Parte 1: Preparación de las soluciones problema 1. Pesar x g de Pb(NO3)2 en la balanza granataria, previamente calibrada. 2. Disolver por completo los g de Pb(NO3)2  con la menor cantidad de agua destilada posible en un vaso de precipitados. 3. Transferir la solución de Pb(NO3)2 cuantitativamente (sin que haya pérdida) del vaso de precipitados al matraz volumétrico. 4. Añadir agua destilada poco a poco, hasta que la parte baja del menisco coincida exactamente con la marca de calibración. Si se excede esta marca, descartar la disolución y preparar una nueva. 8

5. Tapar herméticamente el matraz y agitar invirtiéndolo para asegurarse que la mezcla sea homogénea. 6. Repetir los pasos de 1 a 5 para realizar disoluciones de 50 mL con los gramos correspondientes de las soluciones problema (Fe(NO 3)3,  AgNO3, Pb(NO3)2, Ni(NO3)2, Cu(NO3)2). Parte 2: Preparación de soluciones reactivo  A) Para reactivos sólidos: 1. Pesar 0.83 g de KI en la balanza granataria, previamente calibrada. 2. Disolver por completo los gramos de KI con la menor cantidad de agua destilada posible en un vaso de precipitados. 3. Transferir la solución de KI cuantitativamente (sin que haya pérdida) del vaso de precipitados al matraz volumétrico. 4. Añadir agua destilada poco a poco, hasta que la parte baja del menisco coincida exactamente con la marca de calibración. Si se excede esta marca, descartar la disolución y preparar una nueva. 5. Tapar herméticamente el matraz y agitar invirtiéndolo para asegurarse que la mezcla sea homogénea. 6. Repetir los pasos de 1 a 5 para realizar disoluciones de 50 mL con los gramos correspondientes de las soluciones reactivo con sólidos (NaOH, KI, NH4SCN, K2CrO4, K3Fe(CN)6, K4Fe(CN)6) B) Para reactivos líquidos 1. Con ayuda de una propipeta, medir con una pipeta volumétrica x ml de HCl con las medidas de seguridad correspondientes. 2. Transferir ml de HCl a matraz volumétrico el cual deberá contener una pequeña cantidad de agua destilada (Nota: los ácidos se añaden al agua, para evitar salpicaduras del ácido). 3. Añadir agua destilada poco a poco, hasta que la parte baja del menisco coincida exactamente con la marca de calibración. Si se excede esta marca, descartar la disolución y preparar una nueva.

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4. Tapar herméticamente el matraz y agitar invirtiéndolo para asegurarse que la mezcla sea homogénea. 5. Repetir los pasos de 1 a 5 para realizar disoluciones de 50 ml con los ml correspondientes de las soluciones reactivo con líquidos (CH3COOH, HNO3, H2SO4, NH4OH) Parte 3: Mezcla de soluciones problema y soluciones reactivo para determinar su comportamiento químico 1. Medir y agregar 0.9 mL de Fe(NO3)3 en cada uno de los 11 tubos de ensayo. 2. Medir y añadir 0.9 mL de NaOH en un tubo de ensayo con la solución problema y rotular. 3. Repetir el paso 2, con cada solución reactivo (sólidos y líquidos). 4. Observar que sucede en cada mezcla y registrar. 5. Lavar los tubos de ensayo. 6. Repetir los pasos 1 a 5 con cada una de las soluciones problema.

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TABLA DEL COMPORTAMIENTO QUÍMICO DE ALGUNAS SUSTANCIAS EN DISOLUCIÓN ACUOSA Mezcla de soluciones

Comportamiento (observaciones)

Fe(NO3)3 + NaOH Fe(NO3)3 + KI Fe(NO3)3 + NH4SCN Fe(NO3)3 + K2CrO4 Fe(NO3)3 + K3Fe(CN)6 Fe(NO3)3 + K4Fe(CN)6 Fe(NO3)3 + HCl Fe(NO3)3 + CH3COOH Fe(NO3)3 + HNO3 Fe(NO3)3 + H2SO4 Fe(NO3)3 + NH4OH  AgNO3  + NaOH  AgNO3  + KI  AgNO3 + NH4SCN  AgNO3 + K2CrO4  AgNO3 + K3Fe(CN)6  AgNO3 + K4Fe(CN)6  AgNO3 + HCl  AgNO3 + CH3COOH  AgNO3 + HNO3  AgNO3 + H2SO4  AgNO3 + NH4OH Pb(NO3)2  + NaOH Pb(NO3)2  + KI Pb(NO3)2 + NH4SCN Pb(NO3)2 + K2CrO4 Pb(NO3)2 + K3Fe(CN)6 Pb(NO3)2 + K4Fe(CN)6 11

Pb(NO3)2 + HCl Pb(NO3)2 + CH3COOH Pb(NO3)2 + HNO3 Pb(NO3)2 + H2SO4 Pb(NO3)2 + NH4OH Ni(NO3)2 + NaOH Ni(NO3)2 + KI Ni(NO3)2 + NH4SCN Ni(NO3)2 + K2CrO4 Ni(NO3)2 + K3Fe(CN)6 Ni(NO3)2 + K4Fe(CN)6 Ni(NO3)2 + HCl Ni(NO3)2 + CH3COOH Ni(NO3)2 + HNO3 Ni(NO3)2 + H2SO4 Ni(NO3)2 + NH4OH Cu(NO3)2 + NaOH Cu(NO3)2 + KI Cu(NO3)2 + NH4SCN Cu(NO3)2 + K2CrO4 Cu(NO3)2 + K3Fe(CN)6 Cu(NO3)2 + K4Fe(CN)6 Cu(NO3)2 + HCl Cu(NO3)2 + CH3COOH Cu(NO3)2 + HNO3 Cu(NO3)2 + H2SO4 Cu(NO3)2 + NH4OH

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REFERENCIAS 

Bueche, F. (1998): ‘’Fundamentos de física’’ 5ta edición. México. McGraw Hill.

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Chang, R. (2007):’’Química’’ 9na edición. China. McGraw Hill.

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Charles W. Keenan & Jesse H. Wood (1961) Química General Universitaria 2da edición, Compañía Editorial Continental, S.A., México.

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Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F, Geoffrey Herring (2003) QUÍMICA GENERAL, Octava edición. Pearson Educación, Madrid.

ANEXOS  Anexo 1. Cálculos químicos para la preparación de las soluciones problema con concentración [0.1M] 1) Nitrato férrico: Fe(NO3)3 . 9H20

0.1 mol RP )( 404 gRP )(100 g RA) = 2.0612 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 98 g RP 2) Nitrato de cobre II: Cu(NO3)2 . 2.5H2O

0.1 mol RP )(232.59 gRP)(100 g RA) = 1.1866 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 98 g RP 3) Nitrato de plomo II: Pb(NO 3)2

0.1 mol RP )(331.2 gRP)( 100 g RA ) = 1.6643 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 99.5 g RP 4) Nitrato de Niquel: Ni(NO3)2 . 6H2O

0.1 mol RP )(290.8 gRP)(100 g RA) = 1.4687 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 99 g RP 13

5) Nitrato de plata: AgNO3

0.1 mol RP )(169.87 gRP)( 100 g RA ) = 0.85190 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 99.7 g RP  Anexo 2. Cálculos químicos para la preparación de las soluciones reactivos (Sólidos y líquidos) 1) Ácido nítrico: HNO3

. mol RP . gRP g RA  ml RA  = 1.706 ml  ml RA=50mldis mldis  mol RP  g RP . g RA 2) Yoduro de potasio: KI

0.1 mol RP )( 166 gRP )( 100 g RA ) = 0.8341 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 99.5 g RP 3) Tiocianato de amonio: NH 4SCN

0.1 mol RP )(76.12 gRP)( 100 g RA ) = 0.3903 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 97.5 g RP 4) Ácido sulfúrico: H2SO4

0.5 mol RP )( 98 gRP )(100 g RA)( 1 ml RA ) = 1.4016 ml  ml RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 95 g RP 1.84 g RA 5) Ferrocianuro de potasio: K 4[Fe(CN)6] . 3H2O

0.1 mol RP )(422.39 gRP)( 100 g RA ) = 2.1440 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 98.5 g RP 6) Ferricianuro de potasio: K3[Fe(CN)6]

0.1 mol RP )(328.9 gRP)(100 g RA) = 1.6611 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 99 g RP 14

7) Hidróxido de Amonio: NH 4OH

0.5 mol RP )(35.04 gRP)(100 g RA)( 1 ml RA ) = 3.2660 ml  ml RA=50mldis(1000 mldis 1 mol RP 30 g RP 0.894 g RA 8) Ácido Clorhídrico: HCl

0.5 mol RP )(36.46 gRP)( 100 g RA )( 1 ml RA ) = 2.0985 ml  ml RA = 50mldis( 1000 mldis 1 mol RP 36.5 g RP 1.19 g RA 9) Ácido acético: CH3COOH

0.5 mol RP )(60.0211 gRP)( 100 g RA )( 1 ml RA ) = 1.4390 ml  ml RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 99.4 g RP 1.049 g RA 10)

Cromato de potasio: K2CrO4

. mol RP . gRP g RA = 0.9 7582 g  g RA = 50mldis mldis  mol RP . g RP 11) Hidróxido de sodio: NaOH

0.1 mol RP )(39.9971 gRP)(100 g RA) = 0.20406 g  g RA = 50mldis(1000 mldis 1 mol RP 98 g RP

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