PREINFORMES LABORATORIO QUIMICA GENERAL.doc

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QUÍMICA GENERAL

PREINFORME PRACTICA NÚMERO 1 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

JORGE ANDRES FLOREZ RIVERA CÓD. 1018’409.154

BOGOTA D.C. FEBRERO 16 Y 17 DEL 2013

Práctica 1 Reconocimiento de materiales de laboratorio y normas de seguridad de trabajo en el laboratorio.

Objetivos - Conocer las prácticas seguras para el desempeño de las diferentes sesiones en el laboratorio. - Familiarización con los primeros auxilios a seguir ante cualquier emergencia en el laboratorio. - Reconocer los diferentes utensilios utilizados en el desarrollo de las prácticas de laboratorio.

Introducción A través del correcto comportamiento y desenvolvimiento en el laboratorio de química se pueden llevar a cabo prácticas para el aprendizaje y experimentación de las diferentes temáticas. Es de suma importancia el perfecto uso de los diferentes implementos, así como las correctas prácticas de seguridad.

Marco teórico En el laboratorio se emplean una variedad de implementos para la realización de las experiencias, algunos de ellos son denominados volumétricos, ya que se usan para medir volúmenes de fluidos, ya sean líquidos o gases. Algunos se emplean para calentar, por lo que se emplean materiales refractarios para su elaboración. Otros materiales se emplean para soporte, que son elaborados de metal, plástico o madera.

Buretas Pipetas Espátula metálica Balón de fondo plano Erlenmeyer Gradilla para tubos de ensayo Tubos de ensayo Probetas Balón aforado Vasos de precipitación Tubo de ensayo con salida lateral Soporte universal Pinza para tubo de ensayo Pinza para crisol, entre otros. –

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Existen normas de seguridad que están establecidas de manera general, así como las de primeros auxilios. Entre las que están el uso debata blanca, guantes, tapabocas y uso de la ducha de limpieza ante cualquier eventualidad, respectivamente.

la salud, el rojo indica la amenaza de inflamabilidad y el amarillo el peligro por reactividad: es decir, la inestabilidad del producto. A estas tres divisiones se les asigna un número de 0 (sin peligro) a 4 (peligro máximo). Por su parte, en la sección blanca puede haber indicaciones especiales para algunos materiales, indicando que son oxidantes, corrosivos, reactivos con agua o radiactivos .

Así mismo, está el sistema NFPA 704 el cual tiene cuatro divisiones que tienen colores asociados con un significado. El azul hace referencia a los peligros para

Procedimiento

Investigue previamente sobre el material de laboratorio empleado en

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los laboratorios de

Examine cuidadosamente el material de laboratorio suministrado.

Realice una matriz relacionando el instrumento, uso, especificaciones, observaciones e imágenes

Clasifique el material observado de acuerdo a las categorías: Material volumétrico Material de calentamiento Material de sostenimiento

Revisar las normas de seguridad general, asi como la norma NFPA704.

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PREINFORME PRACTICA NÚMERO 2 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

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Práctica 2 Medición de propiedades físicas de los estados sólido y líquido.

Objetivos - Medir el volumen, la masa y calcular la densidad de algunos líquidos y sólidos. - Familiarizarse con la medición de volúmenes, pesos y densidades. - Aprender a utilizar los instrumentos de laboratorio con el fin de medir volúmenes y pesos.

Introducción A través de la medición de la masa y el volumen de diferentes líquidos y sólidos, se pretende aprender a calcular la densidad con el fin de reconocer y relacionar los resultados de dichos cálculos. Existen diferentes tipos de sustancias que aunque estén en recipientes del mismo volumen, su peso puede ser diferente, de ahí parte la importancia de la densidad como medida.

Marco teórico

Las propiedades físicas de la materia son aquellas que pueden medirse y observarse sin que se afecten la naturaleza o composición originales de las sustancias, porque sus estructuras moleculares no cambian durante la medición. Toda propiedad que se puede medir es una magnitud. Las magnitudes que se miden directamente con un patrón de referencia se denominan fundamentales, y las que se miden a partir de las fundamentales se llaman derivadas. El volumen y la masa son propiedades físicas generales, que no son características de un material porque varían con la cantidad de materia. Estas propiedades no nos permiten diferenciar un material de otro. La densidad e una propiedad física específica que es propia de cada sustancia “En algunos aparatos el líquido se mide adicionándolo en el interior de este, mientras que en otros como en el caso de las pipetas el liquido se mide llenándolo mediante succión (o vacío) con peras de caucho. Al medir un líquido con el uso de pipetas se debe tener la precaución de que la punta inferior quede muy por debajo de la superficie del líquido, ya que de lo contrario absorberá aire, el cual impulsara el liquido hasta hacer contacto con la boca o con la pera de caucho. Cuando se mide un líquido, la superficie de este generalmente adopta una curvatura denominada menisco, para efectos de una buena medición la parte inferior del menisco debe quedar tangente a la señal de referencia. Teniendo en cuenta también que la concavidad del menisco se origina cuando las fuerzas de adhesión entre las moléculas de un líquido y las paredes del recipiente que lo contiene son mayores que las fuerzas de cohesión del líquido. La convexidad del menisco surge cuando las fuerzas de cohesión son mayores que las de adhesión.

Como observar un menisco

Clases de Meniscos

Procedimiento

Líquidos Pese una probeta limpia y seca en una balanza de precisión. Registre la masa pesada.

Añada 5mL de agua usando una de las pipetas y vuelva a pesar la probeta

No olvide registrar cada uno de los pesos obtenidos en la tabla 2. Vacié y limpie la probeta. Repita el procedimiento anterior con el etanol. Elabore una gráfica: volumen (mL) vs. Masa (g) con el volumen en el eje de las X.

Repita el procedimiento incrementando el volumen en fracciones de 5mL cada vez hasta completar 25mL.

Sólidos

Coloque 40mL de agua en una probeta graduada de 100mL. Registre el volumen de agua.

Pese la probeta con agua. Registre el peso. Deje la probeta en la balanza.

Registre las masas y volúmenes en la tabla 3.

Repita el procedimiento hasta completar cuatro pesadas y sus respectivos cuatro volúmenes.

Agregue muestras del metal (de cada uno por separado) de tal forma que el volumen incremente en más de 2 mL.

Repita el procedimiento anterior para cada uno de los demás metales.

Grafique los resultados: volumen vs. masa.

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PREINFORME PRACTICA NÚMERO 3 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

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Práctica 3 La ley de Charles

Objetivos - Observar el efecto del aumento de la temperatura sobre el volumen de un gas en un recipiente. - Comprobar que los gases también ocupan un lugar y un espacio.

Introducción Por medio de la ley de Charles se puede comprobar que aunque algunos gases no se pueden ver, ocupan un lugar y un espacio. Por medio de la experimentación se podrá comprobar lo planteado, que se observará como a través del calor se desplazará un gas de un recipiente a otro.

Marco teórico

En el año 1987, Jacques Charles observó la relación entre el volumen de un gas y su temperatura, en condiciones de presión constante. Encontró que cuando una muestra de gas se calienta, su volumen aumenta. En términos de la teoría cinética esto significa que al aumentar la temperatura, la velocidad de las moléculas aumenta y el volumen ocupado por el gas es mayor. La Ley de Charles se cumple si la temperatura se expresa en una escala absoluta. En resumen, la Ley de Charles enuncia la relación de proporcionalidad directa entre el volumen de una muestra de gas y su temperatura absoluta, si la presión permanece constante.

Procedimiento Llene en 3/4 partes con agua el vaso de precipitados de 250 y a la mitad el de 500mL Llene una probeta de 100mL con agua casi hasta su totalidad, inviértala sobre el vaso de precipitados de 500mL Ve r i f i q u e q u e n o q u e d e n escapes en la manguera de lo contrario el experimento no tendrá resultados positivos. Inicie el calentamiento Controle las variables: temperatura y volumen de aire en la probeta. Complete la tabla 5, con los datos que recoja. Finalice la experiencia cuando llegue a punto de ebullición el agua. Tape herméticamente el tubo de ensayo.

Realice el montaje mostrado anteriormente.

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PREINFORME PRACTICA NÚMERO 4 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

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Práctica 4 Soluciones

Objetivos - Aprender a calcular soluciones y diluciones de diferentes concentraciones. - Comprender las diferentes formas de expresar las concentraciones y como calcularlas.

Introducción Existen diferentes formas de calcular y expresar soluciones, entre ellas están relación peso/peso, peso/volumen y molaridad. Con esta familiarización se busca comprender un poco mas de la composición y preparación de diferentes soluciones.

Marco teórico Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes. El ser homogéneas significa que las propiedades físicas y químicas son iguales en cualquier parte de la solución. Además, cuando se observa una solución a simple vista solo se distingue una fase, sea líquida, sólida o gaseosa. Los componentes de la solución se denominan soluto y solvente. Soluto es el componente que se disuelve. Solvente es el componente en el cual el soluto se disuelve. Distinguir en una solución, cual es el soluto y el solvente, a veces se dificulta. Por regla general, el solvente es el componente cuyo estado de la materia es igual al de la solución final. Por ejemplo, si mezclamos sólidos y líquidos y la solución resultante es sólida, entonces el solvente es el sólido. Cuando los componentes se encuentran en el mismo estado de la materia, el solvente será el que se encuentra en mayor proporción. Las unidades de concentración expresan la relación de las cantidades de soluto y solvente que se tomaron para preparar la solución. Las principales unidades de concentración son: porcentaje en peso (o porcentaje en masa) % w/w; porcentaje en volumen, % v/v; porcentaje peso volumen; % p/v; concentración molar o molaridad (M); concentración molal o molalidad (m) y concentración normal o normalidad (N). –

Relación peso/peso P/P hace referencia al porcentaje peso de soluto/peso de una solución. Dado que es realmente la masa lo que estamos midiendo, a partir de los últimos años se denomina porcentaje masa/masa (m/m). Es una forma de expresar la concentración de las soluciones. Se define como la masa de soluto en 100 g de solución (es lo mismo que % m/m).

Relación peso/volumen El porcentaje masa-volumen es la cantidad de soluto que hay en 100 centímetros cúbicos o mililitros de la solución. Es a partir del masa de soluto en gramos (g), dividido entre el volumen de la disolución en mililitros (ml): Una disolución al 1%, por tanto, disponen de 1 g de soluto disuelto en un volumen final de 100 mL de solución. Esto sería equivalente a peso/volumen (p/v) de porcentaje. Otros tipos de soluciones porcentuales son peso/peso (p/p) y el volumen/volumen (v/v). El origen de esta notación es el hecho de que 1 mL de agua pesa 1 gramo. Así, por una solución acuosa, g/v y g/g produciría números idénticos.

Relación molar En química, la concentración molar (también llamada molaridad), es una medida de la concentración de un soluto en una disolución. La concentración molar o molaridad se define como la cantidad de soluto por unidad de volumen de disolución.

E n u n v a s o d e precipitados seco tome 10g de NaCl. Retírelo de la balanza y agregue 90 g de agua (90 Ml). Homogenice con un agitador de vidrio. Registre sus observaciones

Procedimiento Soluciones

Preparación de una solución de NaCl en %p/p (peso/peso) Preparación de una solución de NaCl en %p/v (peso/volumen) El tutor indica el peso y la concentración de la solución que debe preparar. El tutor indica el peso y la concentración de la solución que debe preparar.

Preparación de una solución molar de NaCl El tutor indica el peso y la concentración en molaridad de la solución que debe preparar.

Preparar 100 g de una solución al 10% p/p

Preparar 100 g de una solución al 5% p/v

Preparar 250 ml de una solución al 2M

Calcular la masa de NaCl que se debe pesar. Complete con agua el n agua destiada y yd d volumen del balón l aforado. Registre sus observaciones En un vaso de precipitados seco de 100mL pese 5g de NaCl. Retírelo de la balanza y agregue una cantidad de agua inferior a 50mL para disolver la sal. Traslade el contenido del vaso de precipitados a un balón aforado de

Pese en un vaso de precipitados la masa de NaCl necesaria para preparar 250 mL de una solución 2M de NaCl. Agregue agua de tal forma que se disuelva preliminarmente la sal.

Traslade el contenido del vaso de precipitados a un balón aforado de 250 mLy complete a volumen con agua.

Diluciones Tome el volumen calculado de la solución con una pipeta y trasládelo al balón aforado correspondiente al volumen a preparar (indicado por su tutor).

Complete con agua el volumen del balón

Realice los cálculos y registre sus observaciones.

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PREINFORME PRACTICA NÚMERO 5 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

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Práctica 5 Propiedades coligativas

Objetivos - Aplicar una de las propiedades coligativas de las disoluciones, conocida como aumento en la temperatura de ebullición. - Comprobar la propiedad coligativa conocida como aumento en la temperatura de ebullición; al adicionar un soluto no volátil y molecular a un solvente, aumenta la temperatura de ebullición

Introducción Por medio de una solución a diferente molaridad se puede determinar a través de la experimentación de que modo la cantidad o concentración de un componente afecta la composición de la disolución ante factores externos como el calor.

Marco teórico Las propiedades coligativas son aquéllas que dependen de la concentración de soluto y no de la naturaleza del mismo, y están relacionadas con las fuerzas de interacción o cohesión entre moléculas dependiendo de la cantidad de soluto presente, y en concreto con la presión de vapor que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida en un recipiente cerrado (línea de equilibrio de fases). Experimentalmente se constata que a medida que se añade soluto a un disolvente, se alteran algunas propiedades físicas de la disolución. La disolución es capaz de ejercer una presión osmótica, disminuye la presión de vapor en solutos no volátiles, el punto de ebullición es mayor (aumento ebulloscópico) y el de congelación, en disoluciones diluidas, disminuye respecto a la del disolvente puro. Disminución de la presión de vapor Cuando se prepara una solución con un solvente volátil y un soluto no volátil (que no se transformará en vapor) y se mide su presión de vapor, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura y presión atmosférica), se observa que la presión de vapor de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. El fenómeno observable es un aumento del punto de ebullición de la disolución. Este efecto es el resultado de dos factores, uno, la disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre, dos, la aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.

Disminución del punto de congelación o descenso crioscópico El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los que hacen descender su punto de congelación. Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. A pesar de que el hielo tiene una conductividad térmica cuatro veces mayor que el agua liquida, ésta contacta mejor el cuerpo a enfriar, por lo que la superficie para la transferencia de calor sera mayor, lo que también contribuye al mejor enfriamiento. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor. El agua se congela a partir de los 0 °C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve o hielo con mayor facilidad).

Aumento del punto de ebulliciOn Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebulliciOn es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presiOn atmosférica ebulle a 100 °C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebulliciOn sube algunos grados centígrados. Cuando un mol de una sal se disuelve en soluciOn, el efecto del aumento del punto de ebulliciOn es aún mayor, pues la sal hará un efecto tal que será el total de las partes que se disuelven. Por ejemplo, el NaCl será disuelto en un mol de sodio y un mol de cloro, un total de dos moles en soluciOn. El punto de ebulliciOn es la temperatura a la cual la presiOn de vapor de un solvente o soluciOn iguala la presiOn externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas. Por ejemplo, a presiOn externa de 1 atm, el agua hierve a 100 °C, mientras que para una soluciOn acuosa de algo a 100 °C las presiones externas y de vapor no se han igualado y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso. Cuando la presiOn de vapor iguale la presiOn externa la temperatura de la soluciOn será mayor que 100 °C y, consecuentemente, se comprueba que su punto de ebulliciOn es, efectivamente, mayor que el punto de ebulliciOn de su solvente puro (agua) medido a una misma presiOn externa.

PresiOn osmOtica La Osmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor concentraciOn hacia zonas de mayor concentraciOn de soluto. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una soluciOn más diluida (menos concentrada) hacia una soluciOn menos diluida (más concentrada), cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable. La presiOn osmOtica se define como la presiOn requerida para evitar el paso de solvente a través de una membrana semipermeable. El experimento más típico para observar el fenOmeno de Osmosis es el siguiente: se colocan dos soluciones con distinta concentraciOn (por ejemplo, una consta de agua con sal común o azúcar y la otra de agua sola). Ambas soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable que permite el movimiento del agua a través de ella, es decir, que permite que el solvente pase y las partículas no. El papel celofán suele funcionar, pero debe ser verdadero papel celofán y no sus sustitutos. Al cabo de un tiempo se podrá observar que el solvente ha pasado de la soluciOn diluida hacia la soluciOn concentrada y los niveles de líquido han cambiado. Las membranas celulares son semipermeables, la observaciOn al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmOlisis) en funciOn de que el medio exterior sea hipertOnico o hipotOnico respecto al medio interno celular.

Procedimiento Realice los respectivos cálculos para la preparación de 5 soluciones acuosas de sacarosa con las siguientes concentraciones y volumen: Solución 1: 0,2 M y 100ml Solución 2: 0,4 M y 100ml Solución 3: 0,6 M y 100ml Solución 4: 0,8 M y 100ml Solución 5: 1,0 M y 100ml

Conecte la plancha de calentamiento y ajústela a una temperatura cercana a los 150°C.

Prepare su cronómetro y póngalo a correr al dar inicio al calentamiento de la solución a cargo de su grupo.

Los demás grupos rotularán el balón de fondo plano y dispondrán en él la solución que han preparado.

U n o d e l o s g r u p o s d e laboratorio rotulará, con la palabra control, un balón de fondo plano y dispondrá en él 100ml de agua del grifo.

Según la orientación del tutor cada grupo colaborativo preparará una de las soluciones para las cuales realizó los anteriores cálculos.

Determine la temperatura de ebullición de la solución.

El grupo al cual se le encargó la muestra control realizará igual procedimiento determinando tiempo en minutos que la muestra a su cargo necesito para alcanzar la ebullición. Determine la temperatura de ebullición de la muestra control. Registre los datos generados en la experiencia en tablas como las tablas 5. Registre el tiempo en minutos que la solución a su cargo necesito para alcanzar la ebullición.

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PREINFORME PRACTICA NÚMERO 6 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

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Práctica 6 Caracterización de ácidos y bases. Medición de PH

Objetivos - Caracterizar soluciones básicas y ácidas. - Estimar el PH de diferentes soluciones.

Introducción A través de la medición del pH de una solución, se puede concluir si una solución es acida o básica. Con la ayuda de reactores y de acuerdo al color que este tome al agregarlos a diferentes tipos de soluciones se puede definir de acuerdo a la tabla de pH prestablecida, esto se logrará con la ayuda de diferentes experimentaciones.

Marco teórico La teoría de Brönsted - Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H30+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el ácido, si la base está presente y viceversa. Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles. Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian (ionizan) totalmente. Para los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande. Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (H3O+) es muy pequeña. Un ácido de Brönsted-Lowry donará iones hidronios (H3O+) a cualquier base cuyo ácido conjugado sea más débil que el ácido donante. Se define el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los iones hidronios. Las soluciones acuosas de ácidos tienen un pH < 7 y las soluciones básicas un pH > 7 y las soluciones neutras pH = 7. Un indicador ácidobásico es un ácido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios.

Procedimiento

Agregue una gota de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayo. Agite. Registre el color final de la solución y estime el pH de la solución. Repite para nuevas muestras de solución los procedimientos anteriores para cada uno de los indicadores. U t i l i ce ca da un o d e l os indicadores para estimar el pH de cada una de las sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la siguiente tabla en la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color. Jugo de limón, Vinagre, Café, Leche, Aspirina o alka-seltzer, Antiácido (leche de Magnésia), Gaseosa, Blanqueador. Etc. Compruebe el pH de todas las soluciones utilizando el pHmetro (OPCIONAL)

Registre sus datos en tablas similares a las números 7 y 8.

En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierta por separado 2mL de cada una de las siguientes soluciones: ácido clorhídrico 0.1 M; ácido acético 0.1 M; amoniaco 0.1 M, hidróxido de sodio 0,1; agua destilada.

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PREINFORME PRACTICA NÚMERO 7 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

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Práctica 7 Reacciones y ecuaciones químicas

Objetivos - Identificar diferentes tipos de reacciones químicas. - Observar evidencias que indiquen que sucedió una reacción química. - Diferenciar tipos de reacciones.

Introducción Las reacciones químicas no necesariamente suceden al mezclar diferentes tipos de sustancias, estas pueden suceder por factores externos como el calor ambiental, calor corporal, aire, humedad, entre otros. Esto se logrará comprobar a través de la experimentación, en la que se mezclará diferentes sustancias generando diferentes reacciones, como aumento de temperatura, descenso de temperatura, cambio de color, oxidación o desintegración.

Marco teórico Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias llamadas reactantes, por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Tipos de reacciones

Reacción de síntesis Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. La siguiente es la forma general que presentan este tipo de reacciones: A+B → AB, donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la síntesis del cloruro de sodio: 2Na(s) + Cl 2(g) → 2NaCl(s). Reacción de descomposición Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos. AB → A+B, donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua: 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) Reacción de desplazamiento o simple sustitución Un elemento reemplaza a otro en un compuesto. A + BC → AC + B, donde A, B y C representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO4): Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes. AB + CD → AD + BC, donde A, B, C y D representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es: NaOH + HCl → NaCl + H2O

Procedimiento

Anote la temperatura ambiental Caliente fuertemente en la llama del mechero el tubo con la muestra. Al mismo tiempo acerque una astilla de madera con un punto de ignición, a la boca del tubo. Observe lo que ocurre.

Observe y registre sus observaciones.

Reacción 1 C ol oq u e en u n tubo de ensayo oxido de calcio (aproximadamente 1,0g) Observe y registre sus observaciones. En otro tubo de ensayo prepare, siguiendo la misma técnica, una solución de yoduro de potasio. Tome 2mL de agua, luego agregue 0.5 de yoduro de potasio. Observe el color de la solución.

Vierta el contenido de ambos tubos en un vaso de precipitados de 50mL

Observe y registre sus observaciones. Observe y registre sus observaciones.

C o l o q u e e n u n tubo de ensayo oxido de calcio (aproximadamente 1,0g)

Observe y registre sus observaciones.

En un tubo de ensayo coloque una pequeña cantidad de óxido de mercurio, observe el color de la muestra. Vierta el residuo en una cápsula de porcelana. Observe cuidadosamente las paredes del tubo y el residuo.

Tome la temperatura de la solución. Agregue 1,0g Nitrato de Amonio agite. Tome de nuevo la temperatura de la solución.

Reacción 3

En un tubo de ensayo tomar 2mL de agua, luego agregue 0.5g de acetato de plomo, agite. Observe el color de la solución.

Reacción 4

E n u n v a s o d e precipitados de 100 mLcolocar de 5mL de una solución de sulfato de cobre. Acidular la solución con 6 g o t a s d e á c i d o sulfúrico concentrado Adicionar al vaso una granalla o una lámina de zinc y deje reposar.

Reacción 5

Añada un 1mL de agua y tome la temperatura Agite con cuidado

Reacción 2

Coloque en un beaker de 100 ml 1,0g de Hidróxido de Bario agregue 5mL de H2O, agite con una varilla para disolver el hidróxido.

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PREINFORME PRACTICA NÚMERO 8 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

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Práctica 8 Estequiometria. Reactivo lFmite.

Objetivos - Determinar relaciones esteoquiométricas molares de los reactores de una reacción quFmica. - Establecer el reactivo lFmite de una reacción quFmica.

Introducción A través del balanceo de una ecuación quFmica se pueden deducir varios conceptos. Se puede calcular el reactivo limitante en una reacción, que se acaba primero, asF como la cantidad de producto resultante. Esto siempre dependerá de la cantidad de datos dados, ya que se puede deducir teóricamente asi como experimentalmente.

Marco teórico En quimica, la estequiometria es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción quimica. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoria atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios. El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la siguiente manera: «La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos quimicos que están implicados (en una reacción quimica)». Una reacción quimica se produce cuando hay una modificación en la identidad quimica de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción quimica, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. A escala microscópica una reacción quimica se produce por la colisión de las particulas que intervienen ya sean moléculas, átomos o iones, aunque puede producirse también por el choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos de particulas, tales como electrones o fotones. Este choque provoca que las uniones que existian previamente entre los átomos se rompan y se facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un reordenamiento de los enlaces entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se produce por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto es lo que se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos principios siguientes: El número total de átomos antes y después de la reacción quimica no cambia y el número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción. En el transcurso de las reacciones quimicas las particulas subatómicas tampoco desaparecen, el número total de protones, neutrones y electrones permanece constante. Y como los protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga negativa, la suma total de cargas no se modifica. Esto es especialmente importante tenerlo en cuenta para el caso de los electrones, ya que es posible que durante el transcurso de una reacción quimica salten de un átomo a otro o de una molécula a otra, pero el número total de electrones permanece constante. Esto que es una consecuencia natural de la ley de conservación de la masa se denomina ley de conservación de la carga e implica que: La suma total de cargas antes y después de la reacción quimica permanece constante. Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad se le llama ecuación estequiométrica.

Procedimiento

En tubos separados mida las cantidades de soluciones

1 0,5 7,5 2 0,1 7,0 3 2,0 6,0 4 3,0 5,0 5,0 3,0 5 6 6,0 2,0 7 7,0 1,0 8 0,5 7,5

Tubo de ensayo

Volumen Pb(NO3)2 0.25M (mL) Volumen Na2CO3 0.25M (mL)

Mezcle, los contenidos de los tubos, según la numeración. Siempre en pares. Vierta el volumen mayor en el menor. Después de mezclar agite unos segundos el tubo, sin colocar el dedo en la boca del tubo. Deje reposar el tubo 10 minutos más. Mida la altura del precipitado de carbonato de plomo PbCO3 en cada tubo. Registre esta altura en mm. Complete la tabla 10

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD

QUÍMICA GENERAL

PREINFORME PRACTICA NÚMERO 9 GRUPO DE LABORATORO NÚMERO 1

JORGE ANDRES FLOREZ RIVERA CÓD. 1018’409.154

BOGOTA D.C. FEBRERO 16 Y 17 DEL 2013

Práctica 9 Estequiometria de reacciones que involucran gases y soluciones.

Objetivos - Generar Dioxido de Carbono a partir de una reacción. - Determinar la cantidad de gas que se puede obtener de una reacción, es decir, de Dioxido de Carbono.

Introducción A través de una reacción se puede obtener dióxido de carbono, pero al ser un gas, este no es perceptible a la vista, es por eso que a través de la experimentación se podrá comprobar la cantidad de Dióxido de Carbono que se genera de una reacción, así como comprobar las variaciones que se presentan al aumentar la cantidad de solución a utilizar.

Marco teórico En quimica, la estequiometria es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción quimica. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoria atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios. El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la siguiente manera: «La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos quimicos que están implicados (en una reacción quimica)». Una reacción quimica se produce cuando hay una modificación en la identidad quimica de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción quimica, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. A escala microscópica una reacción quimica se produce por la colisión de las particulas que intervienen ya sean moléculas, átomos o iones, aunque puede producirse también por el choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos de particulas, tales como electrones o fotones. Este choque provoca que las uniones que existian previamente entre los átomos se rompan y se facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un reordenamiento de los enlaces entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se produce por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto es lo que se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos principios siguientes: El número total de átomos antes y después de la reacción quimica no cambia y el número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción. En el transcurso de las reacciones quimicas las particulas subatómicas tampoco desaparecen, el número total de protones, neutrones y electrones permanece constante. Y como los protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga negativa, la suma total de cargas no se modifica. Esto es especialmente importante tenerlo en cuenta para el caso de los electrones, ya que es posible que durante el transcurso de una reacción quimica salten de un átomo a otro o de una molécula a otra, pero el número total de electrones permanece constante. Esto que es una consecuencia natural de la ley de conservación de la masa se denomina ley de conservación de la carga e implica que: La suma total de cargas antes y después de la reacción quimica permanece constante. Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad se le llama ecuación estequiométrica.

Tomar la temperatura y la presión ambiente del laboratorio en el que se realiza la experiencia (p.ej.: en Bogotá la presión es 560mmHg). Dejar mezclar los reactivos Una vez que empiece a desplazar el gas, este se va recogiendo en la probeta, que previamente se ha llenado con agua y está invertida en la cubeta. El gas es CO 2. Verter sobre el tubo 0,1g de CaCO3, sin que este haga contacto con el HCl añadido antes de tapar herméticamente el tubo (puede colocar el carbonato dentro de un papel con el tubo ligeramente inclinado). Registre sus observaciones y resultados. Repita el procedimiento variando la cantidad de CaCO3 que vierte, hágalo también con 0,2g y 0,3g por separado.

En un tubo con desprendimiento lateral unido a una manguera cuyo extremo va dentro de una probeta llena de agua colocada boca abajo sobre la cubeta también con agua, colocar 1mL de una solución de ácido clorhídrico concentrado.

Tapar el tubo con un tapón herméticamente. Leer el volumen recogido de CO2 (para esto es necesario determinar el volumen inicial de aire contenido en la probeta).

Procedimiento