guia de estudio lab quimica 2012 2t

ESPOL – FCNM – DCQA LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL 1 GUIA RESUMEN PARA LAS PRÁCTICAS

LUIS VACA SALAZAR - AYUDANTE

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Técnicas Elementales de Laboratorio

A) Reglas de seguridad del laboratorio: Encierre con un círculo los numerales de los enunciados que no correspondan a reglas de seguridad para los Laboratorios de Química:

# ENUNCIADOS

1 Notificar a su instructor(a) de cualquier condición médica (hipertensión, hipo-glicemia, alergias, diabetes, dificultad visual, dificultad motora, embarazo, epilepsia tratamiento médico, etc.) que pueda afectar su seguridad.

2 Mantener siempre destapados los frascos de reactivos para su uso inmediato

3 No trabaje en el laboratorio si no tiene supervisión adecuada.

4 No utilice equipo de vidrio que esté roto o agrietado.

5 Nunca añada agua a ácido o base concentrada.

6 No lleve a cabo experimentos no autorizados.

7 Cuando caliente líquidos en un tubo de ensayo, apunte la boca del tubo lejos de sus compañeros.

8 Nunca utilizar una pipeta con la boca

9 No inhale gases ni vapores

10 No caliente líquidos en envases o sistemas cerrados

11 Durante la sesión de Laboratorio siempre utilizar el mandil.

12 Familiarícese con la localización de los extintores de incendio, botellas de lavado para los ojos y duchas.

13 Para demostrar su preparación y espíritu emprendedor comience a trabajar sin notificar al profesor

14 Utilice los reactivos solamente en las cantidades y la concentración que se especifica en los procedimientos

15 Evite las visitas, entradas y salidas en el Laboratorio

16 Nunca comer, beber o fumar dentro del laboratorio

17 Evite calentar líquidos inflamables sobre una llama abierta (mechero).

18 Evite frotarse los ojos mientras esté en el laboratorio, particularmente si ha manejado agentes químicos irritantes o vidrio quebrado.

19 Lávese las manos antes de salir del laboratorio y siempre que toque sustancias irritantes o tóxicas

20 Todo desperdicio sólido o cualquier material pequeño no utilizado completamente deséchelo en el fregadero

21 No introduzca pipetas o espátulas directamente en las botellas de reactivos comunes

22 Si tiene duda sobre algún procedimiento, no consulte al profesor de laboratorio y de paso a su espíritu emprendedor

23 En todo momento mantenga limpia y ordenada su mesa de trabajo

24 Informe a su profesor en el caso que derrame algún reactivo. Luego limpie inmediatamente el área afectada

25 Devuelva los sobrantes de reactivos a los frascos de origen.

26 Preste particular atención a las advertencias de seguridad que han sido incorporadas en los Laboratorios.

27 Notifique al instructor inmediatamente de todos los accidentes u otras situaciones potencialmente peligrosas

28 Para disminuir la tensión y fatiga juegue con sus compañeros y no evite las bromas.

29 No pierda tiempo en leer las etiquetas de los reactivos

30 Lleve siempre puestos sus audífonos para estar enterado a tiempo de las noticias de la actualidad



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B) Reglas de seguridad en incendios: Un incendio se produce cuando el fuego ha salido de control y se vuelve en un terrible de los enemigos y destruye todo lo que encuentra a su paso, hasta la vida humana. Entre las causas comunes que provocan un incendio contamos:

Causas naturales, rayos, sol

Descuidos

Instalaciones provisionales

Manejo inadecuado de flamas abiertas

Superficies calientes

Cigarros y cerillos usados en aéreas prohibidas

Uso de líquidos inflamables para limpieza

Almacenamiento inadecuado de líquidos inflamables, combustibles y gaseosos

Almacenamiento de cilindros de gas como: oxigeno, acetileno, entre otros.

Instalaciones eléctricas defectuosas ¿Qué no haría usted en caso de un incendio?

Alternativas Opción (X)

Si hay humo cubra su boca con un pañuelo húmedo y desplácese a gatas

Llamar a los bomberos

Conservar la calma y seguir trabajando en el laboratorio X

Conservar la calma y busca rutas de evacuación

Avisar al jefe de laboratorio o personal de seguridad

En caso de conocer el manejo de extintores y si es posible colabore con la extinción del fuego

Corro, grito y empujo X

C) Riesgo y seguridad en el laboratorio A continuación en la figura cuadrada y con un rombo, presentamos información sobre el Código NFPA 704 que establece un sistema de identificación de riesgos para eventuales incendios o emergencias. Este código ha sido creado para la utilización específica de los cuerpos de bomberos. Cada etiqueta, según el reactivo, consta del nombre del material y cuatro secciones con un color asignado en cada caso, en nuestro caso el fondo negro corresponde al azul, el blanco corresponde al blanco, el gris más oscuro al rojo y el gris claro al amarillo de la etiqueta referida., ver.

Ahora, una vez culminadas sus prácticas de Laboratorio del CPQG I solicitamos a usted escribir en el recuadro un



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material (reactivo) que haya utilizado usted por lo menos una vez en los eventos de las prácticas referidas, y que según el código NFPA 704 sea: #1 Sin riego para la salud (nivel cero), #2 No inflamable (nivel 0), #3 De reactivad estable (nivel cero), y #4 Sin riesgo específico

Por favor escribir su respuesta –solo una- en el recuadro presentado con una breve justificación: Agua/ Ácido acético.

D) Temario y objetivos principales de las prácticas a trabajar En la tabla #1 se presentan los títulos de las prácticas realizadas en el laboratorio de Química General I y en la tabla #2 se presentan los objetivos de varias prácticas en orden aleatorio. Indicar el número de práctica que corresponda a cada objetivo en los espacios en blanco.

Tabla # 1 Practicas de Laboratorio

# Practica

1 Técnicas elementales de Laboratorio

2 Determinación de la densidad. Propiedades Intensivas y Extensivas

3 Propiedades físicas: Punto de Ebullición y Presión de Vapor

4 Propiedades Químicas de los Elementos

5 Determinación de la Solubilidad de los sólidos

6 Determinación de la Composición de un Hidrato

7 Descomposición Térmica de sales y su estequiometria

8 Masa de un Equivalente

9 Comportamiento de Metales con ácidos

10 Determinación del Peso molecular de un ácido mediante análisis volumétrico (Titulación)

11 Indicadores y pH

12 Efecto del Ion Común

Tabla # 2 Objetivos de las Practicas de Laboratorio

# Objetivo

4 Plantear ecuaciones químicas correspondientes en base a observaciones de los ensayos

2 Conocer el empleo adecuado de los instrumentos de medición de masa y volumen

5 Graficar la curva de solubilidad con los diversos puntos determinados por cada grupo de alumnos

9 Reconocer el gas hidrogeno

12 Estudiar el efecto de adición del ion

10 Determinar el peso molecular del ácido cítrico y el ácido oxálico

11 Determinar el pH experimental de las soluciones acidas y básicas

1 Revisar las medidas de seguridad personal emplearse en el laboratorio

6 Reconocer las sustancias hidratadas y las sustancias anhidras

8 Determinar la masa de un equivalente – gramo de aluminio

7 Establecer la estequiometria de la descomposición de una sal clorada de potasio para identificar la fórmula de la sal

3 Determinar el punto de ebullición de una muestra liquida desconocida

E) Conceptualización: Únase cada término dado en la columna de “TÉRMINOS” (segunda columna) con su correspondiente concepto presente en la columna de “DESCRIPCIÓN” (tercera columna).



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Para esto utilice las letras proporcionadas en la primera columna, la misma que debe constar escrita para los fines solicitados -en la cuarta columna- acompañando a la descripción correcta. Por fines de distracción y concentración se presenta una descripción sin sentido relacionado (sin termino apropiado). A manera de ejemplo sobre como contestar, véase el ejemplo proporcionado con el término INDICADORES (letra F).

TERMINO DESCRIPCION

A EXPERIMENTO CONTROLADO Compuesto que cambian su color en presencia de ciertas sustancias químicas

F

B CAMBIO EN UN SISTEMA Colección de materiales aislados para estudios científicos

D

C ESTADO DE UN SISTEMA Registro preciso y completo de experiencias científicas. E

D SISTEMA DE SUBSTANCIAS Descripción de un sistema en un instante determinado C

E INFORME CIENTIFICO Experiencia científica concebida para permitir el estudio del efecto de una variable.

A

F INDICADORES VEGETALES Estado final de un sistema en un estado comparado con el estado inicial.

B

G NUMERO DE AVOGADRO Colección casual de datos sobre numerosos extremos. -

H METODO CIENTIFICO Es la cantidad de átomos en exactamente 12 g de carbono-12.

G

I SOLUTO Procedimiento para estudiar el mundo en tres pasos organizados: experimentación, formulación de una hipótesis y experimentación adicional.

H

J MASA MOLAR Sustancia disuelta en una solución, por lo general presente en menor cantidad que el disolvente

I

K MOL Masa expresada en gramos de 1 mol de una sustancia, elemento o compuesto

J

Cantidad de una sustancia que contiene la misma proporción de átomos, moléculas o iones igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12

K

Practica n.-1: Determinación de la densidad. Propiedades Intensivas y Extensivas La densidad se utiliza ampliamente para caracterizar las sustancias; se define como la cantidad de

masa en una unidad de volumen de la sustancia:

Las densidades de sólidos y líquidos se expresan comúnmente en unidades de gramos por centímetro cúbico (g/cm3) o gramos por mililitro (g/mL). Las densidades de algunas sustancias comunes se dan en la tabla 1.6 ¥. No es coincidencia que la densidad del agua sea 1.00 g/cm3; el gramo se definió originalmente como la masa de 1 mL de agua a una temperatura específica. Dado



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que casi todas las sustancias cambian de volumen al calentarse o enfriarse, la densidad depende de la temperatura. Al informar densidades, se debe especificar la temperatura. Por lo regular se supone que la temperatura es 25°C, la temperatura ambiente normal, si no se indica la temperatura.

Ejercicio 1: La densidad del plomo es 11.2 g /cc, la del Aluminio 2.70 g/cc. Escoja la afirmación correcta de las opciones A y B, encerrando una de las dos alternativas con un círculo:

A. El plomo es menos pesado que el aluminio

B. El plomo es más denso que el aluminio

El peso específico es la razón de la masa de cualquier objeto con respecto a un volumen idéntico de agua a la misma temperatura (a menos que se la exprese de otro modo). Escoja la afirmación correcta entre las opciones C y D, encerrando una de las dos alternativas con un círculo:

C. El peso específico del agua no es igual a uno

D. El peso específico de una substancia nos indica inmediatamente, si es más o menos

densa que el agua.

Ahora, sí la densidad relativa de cierto líquido orgánico es 0.950, PROCEDA a determine el número

de kilogramos que hay en 3.75 litros del líquido.

( )( )

(

) (

)

Ejercicio 2: Un cilindro graduado tiene una masa de 80g cuando esta vacío. Al añadir 20mL de agua el tubo graduado tiene una masa de 100g. Si una piedra emanada del volcán Tungurahua se



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añade al tubo graduado, el nivel del agua se eleva a 45 mL y la masa total es ahora 156g. ¿Cuál es la densidad de la piedra? ¿Unidades? Masa piedra = masa (Total) - masa cilindro - masa agua =156 g – 80g – 20g = 156g – 100g = 56g Volumen piedra = 45 ml – 20 ml (agua añadida) = 25 ml o 25 cm3 Densidad de la piedra (ρ) = 56 g / 25 ml = 2.24 g / ml = 2.24 g / cm3

Ejercicio 3: A) Una muestra de gas pesa 50.0 g y tiene un volumen de 20.0 litros, a una presión de 2,0 atmósferas. Datos: PV = nRT; R = 0.082 L-atm/mol-K; R = 8.314472 J / mol-K Ahora:

- Determine la densidad del gas en la muestra cuando está sometido a 2 atmósferas de presión: d = (masa / volumen) = (50 g / 20000 cc) = 100 x 10-4 = 0.01 g/cc

- Determine la densidad del gas en la muestra a 1 atmósfera de presión, sí la temperatura

permanece constante: PV = nRT; PV = g/M / RT; P x (RTM) = 2 atm x (R T M) = g/V = 0.01 g/cc Tal como la T y masa molecular (M) es constante a 1 atmosfera la densidad será igual a 0.005 g/cc.

B) El volumen molar de cualquier gas a temperatura de 0ºC (273.15 K) y una atmósfera de presión (760 torr) es de 22.4 litros/mol (condiciones TPN). Calcule a las condiciones TPN la densidad de los gases que se detallan en la fila de gases de la tabla no.1. Encierre con un círculo al gas que a TPN posee la mayor densidad. Datos: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; N = 14 g/mol; O = 16 g/mol.

Tabla 1. Densidad de los gases amoníaco, óxido de nitroso, metano, propano y dióxido de carbono a TPN. (Comprueba las respuestas empleando la ecuación anterior )

GASES NH3 N2O CH4 C3H8 CO2



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Masa molecular de los gases

17 g / mol 44 g / mol 16 g / mol 44 g / mol 44 g / mol

Densidad de los gases a TPN en g/L

0.76 1.96 0.71 1.96 1.96

Practica n.- 2: Propiedades físicas: Punto de Ebullición y Presión de Vapor La presión de vapor es la presión de un sistema cuando el sólido o líquido se hallan en equilibrio con su vapor. Los vapores y los gases, tienden a ocupar el mayor volumen posible y ejercen así sobre las paredes de los recintos que los contienen, una presión también llamada, fuerza elástica o tensión. Para determinar un valor sobre esta presión se divide la fuerza total por la superficie en contacto. La regla de fases establece que la presión del vapor de un líquido puro es función única de la temperatura de saturación. Vemos pues que la presión de vapor en la mayoría de los casos

se puede expresar como Pvap = f (T). La cual podría estar relacionada con cualquier otra propiedad intensiva de un líquido saturado (o vapor), pero es mucho mejor relacionarla directamente con la temperatura de saturación.

Ejercicio 1: Indique CON UNA X (PRIMERA COLUMNA) la afirmación correcta (SEGUNDA COLUMNA) y las razones de la misma (TERCERA COLUMNA):



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Ejercicio 2: Recordando los factores que afectan la presión de vapor de un líquido proceda a señalar con una X la opción correcta en concordancia con el siguiente enunciado: “Si se aumenta la cantidad de un mismo líquido, a temperatura constante, en un recipiente cerrado, la presión de vapor de este líquido…… ¿?

La presión de vapor es función única de la temperatura y no tiene nada que ver con la cantidad de volumen de líquido que se analice. Ejercicio 3: Utilice la figura de la segunda columna de la tabla donde se indican, entre otros, las variaciones de las presiones de vapor del éter dietílico y alcohol dietílico con la temperatura, para contestar las dos preguntas que se indican en la primera fila de la tabla. Datos: 1 atm = 760 torr.

Tabla. Presión de vapor de cuatro líquidos comunes en función de la temperatura

A. Utilice la figura a su derecha para estimar el punto de ebullición del éter dietílico a una presión externa de 0.80 atm. En la figura marque con la letra D el punto correspondiente.

[0.8 atm ] x [760 torr / 1 atm ] = 606 torr Respuesta: El éter dietílico posee una presión de vapor de 0.80 atm a 28ºC

B. Utilice la figura a su derecha para estimar la presión externa (en atm) donde el etanol tiene su punto de ebullición de 60 ºC. En la figura marque con la letra E el punto en cuestión. [330 torr ] x [1 atm / 760 torr] = 0.44 atm Respuesta: El etanol 60 ºC ebulle con una presión de: 0.44 atm.

Practica n.- 4: Determinación de la Solubilidad de los sólidos



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La solubilidad es una medida de la capacidad de disolverse una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente); implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto disuelto en una dada cantidad de solvente a una temperatura fija y en dicho caso se establece que la solución está saturada. Su concentración puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o también en porcentaje de soluto (m(g)/100 mL) . El método preferido para hacer que el soluto se disuelva en esta clase de soluciones es calentar la muestra y enfriar hasta temperatura ambiente (normalmente 25 C).

Ejercicio 1: A continuación se detallan algunas propiedades, escoja aquellas que son pertinentes a las disoluciones, para esta finalidad encierre con un círculo las letras con que contienen la información apropiada a los requerimientos de la solicitud: E. La masa de una disolución es igual a la suma de las masas de los componentes separados. F. Los volúmenes de los componentes de algunas disoluciones son aditivos, mientras que los de otros son no aditivos. G. Un cambio en la composición, producido alterando las cantidades relativas de los componentes, tiene la siguiente consecuencia: el sistema permanece homogéneo para todas las composiciones. H. Las propiedades de una solución que dependen sólo de la cantidad de partículas de soluto presentes en la misma y no de la identidad real de estas partículas de soluto se denominan propiedades coligativas. Ejercicio 2: Seis grupos de pares de estudiantes en el Laboratorio de Química General I obtuvieron, a distintas temperaturas, los datos que se presentan en la tabla no.1 para la sal XY (soluto) disuelta hasta su saturación en agua (solvente). Tomando en consideración los datos referidos, sírvase calcular, en los espacios en blanco de la tabla no. 1, la solubilidad de la sal XY en agua para cada temperatura referida. Luego, grafique en el sistema coordenado de la tabla no. 2 la curva de solubilidad de XY en agua a las temperaturas dadas. Posteriormente, sírvase contestar las dos preguntas presentadas en la segunda columna de la tabla no.2

http://es.wikipedia.org/wiki/Sustancia

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluto

http://es.wikipedia.org/wiki/Solvente

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Litro

http://es.wikipedia.org/wiki/Gramo

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluto



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Tabla no.1. Masas de soluto XY disuelta en agua (solvente) hasta saturación a seis temperaturas

Temperatura (ºC)

10 20 30 40 50 60

Masa de XY para

saturación, g

1.8 2.9 2.5 4.3 7.6 6.2

Masa de agua para

saturación, g

8.6 9.4 5.4 6.7 8.8 5.6

Espacio para cálculos

1.8 g / 8.6 g x 100%

2.9 g / 9.4 g x 100%

2.5 g / 5.4 g x 100%

4.3 g / 6.7 g x 100%

7.6 g / 8.8 g x 100%

6.2 g / 5.6 g x 100%

SOLUBILIDAD (g soluto / 100

g agua)

20.93 30.85 46.29 64.62 86.36 110.71

Tabla no. 2. Representación gráfica de la solubilidad de la

sal XY en agua a distintas temperaturas Pregunta no. 1:

GRÁFICAMENTE ESTIME LA SOLUBILIDAD DE LA SAL XY A 55 ºC.

En primer lugar levantamos la isoterma (línea recta a temperatura constante) de 55 ºC hasta el corte de la

curva de solubilidad, véase dibujo a la izquierda.

Interpretando el corte de la isoterma a 55 ºC, observamos que la curva de solubilidad es

interceptada en el punto 100 g de sal en 100 g de agua, aproximadamente.

Pregunta no. 2: Las solubilidades, a 55ºC, de las sales KNO3,

Pb(NO3)2, NaCl, KClO3 son respectivamente de 90, 85, 35 y 18 g de soluto en 100 g de agua. Sírvase estimar y escribir a cual sal listadas podría corresponder el

compuesto XY:

Respuesta: NINGUNA de las REFERIDAS.

Ejercicio 3: En el Laboratorio de QGI se dispone (a 50ºC) muestras de 2,13 g de soluto en 5 g de agua para cada una de las sales que se indican en la tercera fila de la tabla. En la columna correspondiente de la tabla, para cada sal marque con una X si la solución es sobresaturada, con una Y si es saturada y con una Z si es insaturada. Posteriormente, lleve al grafico proporcionado, la solubilidad de la(s) sal(es) saturadas. Todos sus cálculos llevarlos a cabo en los espacios pertinentes.



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PASOS Muestras

CÁLCULOS g de sal en

100 g de agua

42,6 g/100g H2O

42,6 g/100g H2O

42,6 g/100g H2O

42,6 g/100g H2O

42,6 g/100g H2O

42,6 g/100g H2O

Sales KClO3 K2Cr2O7 NaCl KCl KNO3 CaCl2

MARCAR X X X Y Z Z

Tipo de solución

sobresaturada

sobresaturada

sobresaturada

saturada insaturada insaturada

Solubilidad Sal(es)

Saturada(s) MARCAR

Ejercicio 4: Calcule la MOLALIDAD de una solución de glicerol (C3H8O3) que contiene 32.7 de glicerol en 100 g. de agua. Datos: C= 12 uma, H= 1 uma, O = 16 uma. La masa molar del glicerol (C3H8O3) es 92.0 g.

Ejercicio 5: Calcule el número de gramos de agua que se debe añadir a 5.80 g de glicerol (C3H8O3) para preparar una solución de glicerol 0.100 m. La masa molar del glicerol (C3H8O3) es de 92.0 g.



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Practica n.- 5: Determinación de la Composición de un Hidrato Muchas sales se encuentran en la naturaleza formando hidratos, lo que significa que un cierto número de moléculas de agua están enlazadas a los iones en la estructura cristalina de la sal. El número de moles de agua por mol del hidrato es usualmente una constante de acuerdo con la ley de la composición definida. Por ejemplo, el cloruro férrico comercial se puede obtener como FeCl3.6H2O y el sulfato de sodio como Na2SO4.10H2O. Cuando los hidratos se calientan, se eliminan las aguas de cristalización y se obtiene la sal anhidra (sin agua). Ejercicio 1: Cuando se calientan 0.886 g de fluoruro de torio hidratado, ThF4.xH2O, se obtienen 0.718 g del compuesto anhidro. ¿Cuál es el valor de (x)? DATOS: Th = 232.42 uma; F = 19 uma; H = 1 uma; O = 16 uma.

0.886 g 0,718 g 0,168 g (Conservación de la masa)

Plantear regla de tres con la relación estequiométrica de la reacción:

Ejercicio 2: Calcule con los datos presentados solicitado más adelante: Datos: Ca = 40.1 uma, Cl = 35.5uma, H = 1 uma, O = 16 uma, CaCl2 x H2O = 219.1 uma. A. Determine el porcentaje de agua en el hidrato de cloruro de calcio que contiene estructuralmente seis moléculas de agua: Se determina la cantidad de masa de cada componente del hidrato Ca= 1x40.1 = 40.1 uma. / Cl= 2x35.5 = 71.0 uma. / H2O = 6x 18.0 = 108.0 uma Masa de fórmula CaCl2. 6 H2O = 219.1 uma. %H2O= (108.0 uma por AGUA /219.1 uma por HIDRATO) x 100 = 49.3 % agua

B. La sal del hidrato referido se emplea para secar aire así como otros gases, Verdad: _______ o Falso: _______.

Practica n.- 6: Descomposición Térmica de sales y su estequiometria Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Reactivo

http://es.wikipedia.org/wiki/Producto_(qu%C3%ADmica)



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Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes. Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta unidad química es el mol. La descomposición química es un proceso que experimentan algunos compuestos químicos en el que, de modo espontáneo o provocado por algún agente externo, a partir de una sustancia compuesta se originan dos o más sustancias de estructura química más simple. Es el proceso opuesto a la síntesis química y puede producirse en presencia de altas temperaturas. Ejercicio 1: De acuerdo con la correspondiente PRÁCTICA DE ESTEQUIOMETRIA, balancee la siguiente ecuación química y determine la masa de amoniaco en gramos que se puede preparar a partir de 250 g de N2 (g), ver ecuación por balancear (Datos: N = 14 uma; H = 1 uma): N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) (no se encuentra balanceada)

( ) ( ) ( )

Ejercicio 2: Se cuenta con una mezcla de cloruro de potasio y clorato de potasio que se someterá a calentamiento. Calcular el porcentaje de clorato de potasio en la mezcla presentada (cloruro de potasio y clorato de potasio) de acuerdo a los datos: La mezcla (cloruro de potasio y clorato de potasio) se encuentra en un tubo de ensayo) y su masa inicial es 9.65 g. Luego de calentarla por un periodo de tiempo se logra una masa constante de 9.06 g. Suponga que el cloruro de potasio (KCl) no se descompone. Datos: KClO3 => KCl + O2; Cl = 35.5 g/mol; K = 39.10 g/mol; O = 16 g/mol.

Ecuación de descomposición del KClO3

-por balancear- 2 KClO3 => 2 KCl + 3 O2.

Ecuación de descomposición del KCl NO SE DESCOMPONE

Gramos de O2 liberados al medio (9.65 - 9.06) gramos = 0.59 g O2

# de moles de O2 liberados al medio [ 0.59 g O2 x 1 mol O2 / 32 g de O2 ] moles liberados al

medio = 0.0184 moles de O2

# de moles de KClO3 que se descomponen por calentamiento

en KCl y O2

[ 0.0184 moles de O2 ] x 2 moles de KClO3 / 3 moles O2 =

0.0123 de moles de KClO3 que se descomponen

Peso molecular del KClO3 = 122.55 g 122.55 g de KClO3 / mol

Gramos de KClO3 descompuestos

por calentamiento

0.0123 moles KClO3 x 122.55 g de KClO3 / mol=

1.51 g de KClO3 descompuestos

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuestos_qu%C3%ADmicos

http://es.wikipedia.org/wiki/Estructura_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_de_s%C3%ADntesis



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% de KClO3 en la mezcla = [1.51 g de KClO3 descompuestos / 9.65 g mezcla] x 100 %

= 15.62 % de KClO3 en la mezcla

Practica n.- 8: Comportamiento de Metales con ácidos Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto tienden a formar iones positivos con relativa facilidad. Por tanto, los metales se oxidan (pierden electrones) cuando participan en reacciones químicas. Como señalamos entonces, muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos el O2 y los ácidos. En el caso de los metales con ácidos, se producen sales halógenas u oxisales con desprendimiento de gas hidrogeno el cual puede ser comprobado experimentalmente acercando una pequeña braza encendida. En algunos casos se trabaja con ácidos extremadamente peligrosos para la piel como el HCl o el H2SO4 que son ácidos fuertes, en otros tantos es necesario calentar los recipientes para lograr la reacción.

( ) Ejercicio 1: En los trabajos de laboratorio, al manipular ácido sulfúrico, indique CON UN CIRCULO (PRIMERA COLUMNA) la precaución importante a tomar (SEGUNDA COLUMNA) y las razones de la misma (TERCERA COLUMNA):

Ejercicio 2: A continuación se presenta una tabla con preguntas respecto al proceso “habitual” de la combustión. Para cada pregunta se dan las alternativas. Su tarea consiste en seleccionar en la columna a la derecha a la alternativa correcta para cada pregunta propuesta:

P1

Alternativa ¿Qué productos se obtienen de la combustión completa? Alternativa correcta

1 Agua, carbono

2 Agua, dióxido de carbono X

3 Agua, monóxido de carbono

P2

Alternativa ¿Qué productos se obtienen en una combustión incompleta?

Alternativa correcta

1 Agua, dióxido de carbono

2 Agua, carbono



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3 Agua, monóxido de carbono, carbono X

P3

Alternativa ¿Qué son las 3 cosas que necesita el fuego para mantenerse encendido?


1 Gas, combustible y temperatura de ignición

2 Ninguna de las anteriores

3 Oxígeno, combustible y temperatura de ignición X

P4

Alternativa ¿El monóxido de carbono es mortal? Alternativa correcta

1 Si X

2 No

3 Solo te hace mal

P5

Alternativa ¿Qué significa inflamable? Alternativa correcta

1 Que se prende fuego lento

2 Que se prende fuego al instante X

3 Que no se prende fuego

P6

Alternativa ¿A quién se debe llamar en caso de incendio? Alternativa correcta

1 Esperar que alguien venga

2 Memorizar y tener a la mano el número de los bomberos para llamarlos

3 Llamar al 911 y esperar que lo llamen de vuelta X

P7

Alternativa La combustión incompleta se debe a: Alternativa correcta

1 No hay proporción de reactivos

2 No hay suficiente oxigeno X

3 Todas las anteriores

P8

Alternativa En un edificio se debe contar con una de las siguientes precauciones respecto a puertas de salida


1 La salida debe estar camuflada, que no distinga bien

2 Debe de haber por lo menos dos salidas en caso de emergencia

X

3 Ninguna de las anteriores

Practica n.- 9: Determinación del Peso molecular de un ácido mediante análisis volumétrico (Titulación) La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el caso de utilizar un



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indicador interno, y especificada por la siguiente ecuación de la titulación. A este punto se le llama punto de equivalencia: NA VA = NB VB En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes de ácidos y bases se llama neutralización, la cual es siempre la combinación de iones hidrogeno que proceden del ácido, con iones hidróxidos procedentes de la base para dar moléculas de agua, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal.

Ácido + Base → Sal + Agua Ejercicio 1: En una clase de Laboratorio se tomó una muestra de 1.0 g de un ácido orgánico, la que se disolvió y diluyó hasta formar una solución de 100 mL (solución). Posteriormente se tomó 10 mL de esta solución (muestra), la misma que se neutralizó con un volumen de 16.8 mL de la base NaOH de concentración 0.0945 N. La molécula del ácido en cuestión contiene dos cationes de hidrogeno (2H+). Datos: Vb x Nb = Va x Na. Con la información proporcionada sírvase a contestar las preguntas planteadas en las filas de la primera columna de la tabla. Datos: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; N = 14 g/mol; O = 16 g/mol; S = 32 g/mol.

Normalidad del ácido Na x Va = Nb x Vb; Na = ( Nb x Vb ) / Va; Na = (16.8 x 0.0945) / (10) = 0.159 N

# equivalentes gramo de la solución ácida = 0.159 N x 0.1 L = 0.0159 eq-gramos solución ácida

Masa de un equivalente gramo del ácido = 1 g / 0.0159 = 62.98 g

# de cationes H+ en la molécula del ácido = 2 Peso Molecular del ácido = 2 x 62.98 = 125.96 g

Marque con una X el ácido que probablemente corresponda al ácido usado

en la clase de Laboratorio

X

H2SO4 H2C2O4 x 2H20 C6H8O7 x 2H20 C2H4O2

Practica n.- 10: Indicadores y pH Los ácidos y bases reaccionan en disolución acuosa donde se disocian es decir se separan en sus respectivos cationes y aniones en el caso del ácido pierde protones (iones hidrogeno) y en las bases se producen iones hidróxido, para medir la acidez o basicidad de una solución se usa la escala de pH.

[ ] [ ]

pH= 7 solución neutra; pH < 7 solución acida; pH > 7 solución básica

Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian completamente en solución acuosa generando la misma concentración molar en los productos. Son ácidos fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4. Son bases fuertes: hidróxidos solubles de metales alcalinos y alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba).



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Los ácidos y bases débiles Son aquellas sustancias que se disocian en pequeñas concentraciones en una reacción de equilibrio iónico que depende de una constante de disociación Ka para ácidos débiles y Kb para bases débiles.

[ ][ ]

[ ]

[ ][ ]

[ ]

Ejercicio 1: En el siguiente ensayo “Un enfoque sobre pH de la orina” se han omitido términos y palabras, las mismas que se encuentran en la tabla #1:

Tabla #1 Términos y palabras omitidas en el ensayo “Un enfoque sobre el pH de la orina”

H+ pOH pH alcalina acida orina bacterias

Su tarea consiste en llenar en los espacios en blanco del texto (______) con los términos y palabras presentados en la segunda fila de la tabla #1

Un enfoque sobre el pH de la orina

Una función de los riñones es mantener el equilibrio acido base del organismo humano. Para mantener el pH constante en la sangre, el pH de la sangre debe modificar el pH de la orina, esto para compensar la dieta y el metabolismo. La regulación referida es producto de la secreción de iones de H+, amoniaco y la reabsorción del ion bicarbonato. Si llega a haber mucha secreción de H+ se provocara una caída en el pH dando lugar a una orina muy acida. Si existe un exceso de ácido en el organismo, se va a excretar una mayor cantidad de iones H+ y la orina será acida. Cuando existe un exceso de base en el organismo, se excretara menor cantidad de H+ y la orina será alcalina. Una dieta con alto contenido en vegetales puede llegar a causar una orina alcalina. La orina contiene una sustancia buffer que es el ion fosfato en conjunción al amoniaco en forma de iones amonio. A medida que los iones H+ aumentan, el pOH disminuye y a medida que la concentración de H+ decrece se obtiene un pH alcalino. El pH de la orina se encuentra entre un rango de 4,6,8, pero en promedio se encuentra alrededor de 6.



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El pH de la orina necesita estar regulado, ya que un desequilibrio podría causar formación de cálculos renales o la excreción de una sustancia determinada. Las infecciones urinarias causadas por las bacterias desdobladoras de la urea pueden elevar el pH hasta 9. Las bacterias referidas pueden desdoblar la urea, esto producirá amoniaco y el pOH disminuiría. Ejercicio 2: Determine el pH teórico de una solución, si su concentración de [OH-] es igual a 0.000700 M. Registre si la solución es ácida, básica o neutra.

( )

Solución básica

Ejercicio 3: ¿Cuál es el pH de cada una de las siguientes soluciones?

Soluciones A B C

Concentración HCl 0.36 M 0.62 M de NaOH 0.15 M de HNO3

pH 0.44 13.8 0.82

Recuerde que al tener ácidos fuertes o bases fuertes las concentraciones iniciales son iguales a las concentraciones de los iones disociados:

A) ( )

B) ( )

C)

( ) Ejercicio 4: ¿Cuál será el pH de una disolución que contiene 1 g de H2SO4 (Peso MOLECULAR acido = 98 g/mol) en un litro de agua?



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Ejercicio 5: Calcular el pH de una disolución 0.20 M de HCN (ácido débil; Ka = 4.9 x 10-10). Para lo anterior sírvase utilizar los espacios en blanco de las tablas no.1 y no.2.

Tabla no. 1 Ecuación de disociación del HCN (ácido débil) y tabulación de concentraciones de las especies que participan en la reacción en equilibrio.

ECUACIÓN DE DISOCIACIÓN DEL ACIDO

HCN = H+ + CN-

CONCENTRACIONES INICIALES

0.20 M 0 0

CONCENTRACIONES DE CAMBIO

- x M + x M + x M

CONCENTRACIONES DE EQUILIBRIO

( 0.20 - x ) M ( + x ) M ( + x) M

Tabla no. 2 Sustitución de las concentraciones de equilibrio en la expresión de Ka, cálculo de incógnita x, [H+] y pH

Sustitución de las concentraciones de equilibrio en la expresión de Ka:

Ka = ( + x ) ( + x) / (0.20 - x) Ka = 4.9 x 10-10

Aproximación simplificada de x (pequeña cantidad de ácido disociado; [(0.20 - x) ~ 0.20 ]

Ka = ( x ) 2 / (0.20) ( x ) 2 = [4.9 x 10-10] x 0.20 = 0.98 x 10-10

Calculo de la incógnita x y del [H+] x1 = + 9.9 x 10-6; x2 = - 9.9 x 10-6

Calculo del pH pH = -log [9.9 x 10-6] = 5.00

Practica n.- 11: Efecto del Ion Común Cuando un electrolito fuerte (Sustancia iónica que proviene de una acido o base fuerte) que contiene un ion en común a un equilibrio acido base débil reduce de cierta forma que este se disocie y a esto se conoce como EFECTO DEL ION COMUN

Un tipo particularmente importante de mezcla de ácido y base es la de un par conjugado ácido-base. Estas mezclas funcionan como disoluciones amortiguadoras (amortiguadores). La adición de cantidades pequeñas de un ácido fuerte o una base fuerte provocan sólo cambios pequeños de pH porque el amortiguador reacciona con el ácido o base adicional. De forma rápida para determinar el pH resultante de estos amortiguadores se emplea la ecuación de Henderson – Hasselbach:

[ ]

[ ]

Ejercicio 1: Indique CON UN CIRCULO (PRIMERA COLUMNA) la afirmación correcta (SEGUNDA COLUMNA) y las razones de la misma (TERCERA COLUMNA):

ION

COMUN



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Ejercicio 2: En el Laboratorio de QGI se parte de un 1 mL de NH3 con concentración 8 M que se disuelven en 30 mL de agua (Vaso A). El contenido del vaso A se lo divide en dos partes iguales que se vierten en los vasos B y C. Sírvase contestar las preguntas que se plantean en las tablas no. 1 y no. 2. Datos: NH3 + H2O <=> NH4

+ + OH- ; N = 14.0 g/mol; Cl = 35.45 g/mol; Kb = 1.8 x 10-5; V1 x M1 = V2 x M2; El amoniaco es una base débil con Kb= 1.8 x 10-5.

Tabla no. 1. Cálculos de la concentración molar del NH3, pOH y el pH en los vasos A y B.

Calcular la concentración molar del NH3 en el vaso A

V1 x M1= V2 x M2 ; 1mL x 8M = 31mL x X [NH3] vaso A = 0.258 M

¿Concentración molar del NH3 en el vaso B? [NH3] vaso B = 0.258 M

Calcular el pOH y el pH en los vasos A y B, siguiendo los siguientes pasos:

1. Escribir la ecuación de disociación de la base (NH3) en agua: NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-

2.Escribir la constante de disociación básica del NH3

Kb=(NH4+ x OH-

) / (NH3 x

H2O )

3. Determinación de la concentración de [OH-]

[OH-]= Kb x NH3 / NH4+

[OH-] 2= Kb x NH3

[OH-]= (Kb x NH3)1/2

[OH-]= (1.8 x 10-5 x 0.258)1/2

[OH-]= 0.00215

4. Determinación del pOH

Vaso A

pOH = - log OH

pOH = - log 0.0215

pOH = 2.66

5. Determinación del pH

Vaso A

14= pH + pOH

pH= 14- pOH

pH = 14 – 2.66

pH = 11.34

pOH en el vaso B = 2.66 pH en el vaso B= 11.34

guia de estudio lab quimica 2012 2t

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