laboratorio quimica inórganica
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SUMARIO
Presentación 3Primeros auxilios en el laboratorio 4Seguridad y reglas de laboratorio 7Tomar precauciones 8Operaciones fundamentales 13Propiedades y cambios físicos y químicos de las sustancias 18Separación de aluminio a partir de material de desecho 23Obtención del carbonato de calcio 27Estado liquido, viscosidad, tensión superficial 30Estructura atómica 35Enlace químico 39Reacciones de los iones metálicos 45Tabla periódica 50Soluciones 56Potenciometria 64Reacciones químicas 70Funciones químicas inorgánicas 81Acidimetría 93Titulación ácido base 97Cinética quimica 101Electroquímica 106Determinación de densidad 109Glosario 112Bibliografía 107
LABORATORIO DE QUIMICAPRESENTACION
El presente trabajo guía de laboratorio curso modular de quimica, pretende entre otras metas brindar temas básicos que serán desarrolladas necesariamente en el laboratorio, y que se consideran indispensables para una buena preparación académica de los alumnos. Y además es necesario que nuestros alumnos empiecen a desarrollar un conjunto de habilidades y actitudes que les permitan tener éxito a lo largo de su formación.
La ciencia química es sustantivamente experimental por lo que se han planteado experiencias que deben realizarse durante el tratamiento programático y que representan el refuerzo más significativo en el desarrollo de la asignatura.
Es importante que Ud. sepa que el laboratorio es un lugar de trabajo serio y que su atención y su comportamiento será observado por el docente encargado en el trabajo de laboratorio, quienes por otro están para guiarlos y responder a sus dudas.
Cuando Ud. ingrese al laboratorio se entiende que sabe lo que tiene que hacer, para lo cual habrá leído con suficiente anticipación la guía del experimento que ha de realizar. Sin embargo, a manera de repaso, los profesores harán una exposición resumida del experimento que deberá efectuar antes de iniciar las prácticas.
Existe la obligación de que cada alumno tenga sus notas de laboratorio en un cuaderno, para tomar todos sus datos y observaciones y redactar el informe del experimento.
El éxito de su experimento está en la observación acuciosa de los fenómenos que ocurren en la exactitud de la anotación de datos y mediciones, en el orden correcto de los pasos de cada experimento, habilidad para la manipulación de los aparatos, en la adquisición de buenos hábitos que son la base de la formación de un científico.
Los experimentos de laboratorio no son una repetición memorizada de las guías. Estas tienen por objeto darle las indicaciones importantes para cada experimento cuyo mayor ingrediente es el raciocinio e inteligencia del alumno para llegar al conocimiento adecuado de un principio químico.
Si lo elaborado y sostenido, permite un mejor aprendizaje con ahorro de tiempo y energía, diremos que estamos respondiendo a las expectativas de los jóvenes, padres de familia, así como a la modernización en la enseñanza de la química.
Es importante además saber que la entrega de los informes debe ser la semana siguiente de haber realizado la práctica.
“El libre acceso al edificio de la ciencia está permitido no sólo a quienes idearon el proyecto, trazaron los dibujos, prepararon los
materiales o colocaron los ladrillos, sino también a todos aquellos que están ansiosos por conocer íntimamente el plan y no desean vivir en
sus criptas” (Dimitri Mendeleiv).
“el hombre que trabaja con las manos es un obrero; el hombre que trabaja con las manos y la mente es un profesional; más el hombre
que trabaja con las manos, la mente y el corazón es un artista.”(Leonardo Da
Vinci) AU
TOR
PRIMEROS AUXILIOS EN EL LABORATORIO
En los laboratorios es necesario instalar una vitrina o un botiquín que contenga una serie de productos indispensables para proporcionar primeras curas en casos de accidentes:Dicho botiquín debe contener:
Cinta adhesiva de varios tamaños Aspirina Vendas de varios tamaños de anchura Ácido bórico Alcohol Agua oxigenada al 3% Mentiolato Algodón hidrófilo esterilizado Pomada de quemaduras (picrato) Sulfamida Bicarbonato de sodio Termómetro clínico Pinzas colirio (baños para ojos) torniquete vaselina leche de magnesia polvo de mostaza manual de socorrismo y primeros auxilios
LAS LESIONES Y SU TRATAMIENTOLas principales lesiones que pueden ocurrir en un laboratorio de enseñanza son:
1. asfixia: se puede originar por varios motivos: envenenamiento, insuficiencia de oxigeno en el aire, descarga eléctrica, ahogo, etc.; pero los efectos son los mismos en cualquier caso: poco oxigeno en la sangre.
En los laboratorios las asfixias más frecuentes se producen por inhalación de gases venenosos, descarga eléctrica y falta de aire (sofocación). Para el tratamiento se recomienda. Quitar inmediatamente la causa Practicar la respiración artificial.
2. heridas: se produce una herida siempre que se rompa la piel por cualquier causa. La gravedad de la herida dependerá de la profundidad de la penetración y de los daños que hayan sufrido los tejidos profundos. Las heridas pueden ser:
heridas incisas: las producen los instrumentos cortantes. No tiene bordes ásperos ni presentan magulladuras. Sangran libremente y no se cierran. En los laboratorios, la mayoría de estas heridas las producen los vidrios rotos.
Aunque son las heridas más fáciles de curar, a veces pueden penetrar mucho y originar derrames internos, por ejemplo las originadas por un extremo afilado de un tubo de vidrio, este tipo de heridas son propensas a infectarse, puede requerir una sutura si son profundas.
Heridas laceradas: son aquellas en las que se han magullado o arrancado los tejidos y los bordes son irregulares. La hemorragia puede ser menos grave que en las anteriores, pero sufren complicaciones más que éstas por el magullamiento que las rodea.
Se pueden cubrir con un apósito grande o con una toalla limpia. Es indispensable la intervención de un médico.
Las contusiones dañan los vasos sanguíneos que se encuentran debajo de la piel y hacen que se produzca una pequeña hemorragia subcutánea, a consecuencia de la cual se pone la piel roja y luego se va volviendo oscura, de un violado purpúreo.
En este tipo de heridas no llega a romperse la piel, se magullan los tejidos y se lesionan los órganos internos, se produce también la hinchazón.
Este tipo de heridas se puede producir al caerse o al hacer impacto sobre el cuerpo algún objeto pesado, las contusiones graves pueden llegar a provocar la muerte cundo hayan alcanzado algún órgano interno.
Para curarlas se cubre la zona afectada con una toalla empapada en agua fría. Si la contusión es grave, requiere la intervención de un médico
3. Quemaduras: las quemaduras y escaldaduras son lesiones causadas por las sustancias químicas como ácidos y bases fuertes: así como por otros agentes (calor seco, fuego, electricidad, vapor, etc.)
Quemaduras de primer grado, son las que producen enrojecimiento e hinchazón de la piel (ligera inflamación). Solo queda afectada la epidermis o parte exterior inferior de la piel.
Quemaduras de segundo grado, llegan a producir ampollas, se ve afectada la dermis o capa inferior de la piel.
Quemaduras de tercer grado, supone la destrucción total de la piel y de algunos tejidos subcutáneos. Algunos músculos, nervios y vasos sanguíneos quedan destruidos.
A veces es más grave una quemadura de primer grado que cubra mucha extensión, que una de tercer grado que, pese a su gran profundidad, sea de pequeño tamaño.
Para las quemaduras leves se recomienda aplicar una compresa empapada en una solución de bicarbonato de sodio NaHCO3 (una cucharita de bicarbonato de sodio disuelto en medio litro de agua). En este tipo de quemaduras producidas por el calor también es recomendable aplicar agua en abundancia, ello puede evitar la formación de ampollas.
Las quemaduras eléctricas se tratan como las producidas por el
calor, en las quemaduras graves lo primero que se debe hacer es tratar al afectado contra el choque (conmoción) extenderlo, aflodo al hospital. No se deben poner nunca ropas en contacto directo con las quemaduras.
Cuando se les incendian las ropas a alguien, se le tiende en el suelo sobre la parte no incendiada para proteger la cabeza y el cuello y evitar que se extiendan las llamas, se le cubre de inmediato con una manta o cualquier material que permita sofocar las llamas. Debe tratársele contra el choque.
Quemaduras por sustancias químicas, ante las quemaduras por ácidos, debe lavarse inmediatamente con agua las partes afectadas; si la zona afectada es muy grande se debe quitar la ropa, que pueden estar impregnados del ácido, una vez bien lavadas las quemaduras, se les aplica una solución de bicarbonato de sodio cubriéndolo luego con apósito humedecido.
Las quemaduras por álcalis fuertes se deben lavar con abundante agua, lavándolas a continuación con una solución de cloruro de amonio NH4Cl al 5%, una al 2% de ácido acético o una solución de ácido bórico
las quemaduras con fósforo son muy peligrosas, no se deben cubrir nunca con apósitos aceitosos o grasos. Se debe aplicar una solución al 1% de sulfato cúprico. También se recomienda sumergir en agua la parte quemada, a continuación una solución de bicarbonato de sodio al 2%, luego en otra de sulfato cúprico al 1% y finalmente se lava con una de bicarbonato de sodio.
Son igualmente muy peligrosas las quemaduras de bromo. Debe lavarse inmediatamente hasta que desaparezcan las trazas de bromo. Deberá ser tratado luego de modo específico con el médico.
De caso de lesiones en los ojos, debe proceder de inmediato a lavarlos con abundante agua limpia. Las quemaduras por álcalis son peores que las causadas por ácidos, son más profundas, extensas y rápidas.
Luego de lavados se echará una gota de parafina liquida o aceite de ricino para disminuir el dolor, se deberá someter luego a una observación en un establecimiento médico.
4. tratamiento para envenenamientos:no obstante son raros los casos de envenenamiento en un
laboratorio de enseñanza de las ciencias, el profesor debe de conocer el tratamiento de primeros auxilios requeridos para combatir el envenenamiento producido por inhalación, penetración a través de la piel y por ingestión.
Cuando se ingieren venenos corrosivos o cáusticos los labios y la boca aparecen manchados y en ellos se observan señales de quemaduras. Si se conserva el conocimiento, la victima se quejará de agudos dolores en la boca, la garganta, el esófago y el estomago. Por lo general, siente una sed abrasadora, y suele presentarse dificultades al hablar o al tragar a causa de la inflamación causada por el veneno.
En este tipo de veneno nunca debe darse un emético (vomitivo) porque al salir la sustancia corrosiva volverá a dañar.
En los casos de ácidos, excepto el ácido carbónico, dar leche de magnesia y abundante agua. En los casos e álcalis se debe dar una solución ácida débil, como partes iguales de vinagre y agua o jugo de
limón o naranja disuelta en agua.Tanto en los casos de ácidos como de álcalis, debe diluirse la
sustancia corrosiva y suavizarse los tejidos corroídos por medio de varios vasos de leche, huevos crudos batidos en leche, aceite de oliva, aceites empleadas en ensaladas, harina mezclada con agua o agua de cebada.
Los venenos irritantes dan un sabor metálico característico. La tintura de yodo produce en mancha característica. El nitrato de plata mancha los labios hasta ponerlos negros. Las sales fuertes de mercurio y de zinc corroen los labios y la lengua que presentan un aspecto blanco y arrugado, se presenta dolor en el estomago, seguido de nauseas.
Frente a las sustancias irritantes debe provocarse el vomito y vaciar el estomago de inmediato, se debe dar un emético, luego de vaciar el estómago dar claras de huevo en agua o leche (excepto en el caso de envenenamiento con fósforo)
5. tratamiento para envenenamiento con determinados gasesTratamiento General:
las personas se llevan a que respiran aire fresco y no se les deja caminar
si cesa la respiración se debilita mucho, debe aplicársele la respiración artificial, salvo cuando la intoxicación la haya producido el cloro, bromo o el fosfato (cloruro de carbonilo)
se debe mantener al paciente tranquilo y caliente no se debe suministrar alcohol nunca debe administrarse oxigeno, incluso cuando la respiración
parezca satisfactoria.
SEGURIDAD Y REGLAS DE LABORATORIO
El laboratorio de Química está diseñado para que entiendas y profundices en algunos conceptos, pero además para desarrollar habilidades que te ayudarán a lo largo de tu desenvolvimiento de tu práctica profesional.
El éxito del laboratorio dependerá de tu disciplina y orden en el trabajo. Tu trabajo en laboratorio debe estar planeado de tal manera que pueda ser desarrollado adecuadamente en las horas asignadas, para lograr esto siempre debes investigar antes de llegar al laboratorio a realizar los experimentos. El registro de resultados del experimento también es importante, por lo que debes tener un cuaderno de laboratorio (bitácora) en donde anotes todas las observaciones y medidas que realices. Con frecuencia en los laboratorios de química se trabaja con sustancias o procedimientos peligrosos, a continuación resumimos algunas reglas para lograr un ambiente seguro en el trabajo de laboratorio.
Medidas de seguridad en el laboratorio de químicaEs importante que conozcas y sigas las reglas del laboratorio, de esta manera
reconocerás y evitarás riesgos en tus experimentos de química.
1. Practica siempre la precaución y el buen juicio2. Usa siempre zapatos cerrados que protejan tus pies, no está permitido el uso de sandalias o cualquier zapato descubierto.
3. Si usas pelo largo siempre debes sujetarlo ya que corre el riesgo de incendiarse cuando estés trabajando con fuego.4. Es indispensable que uses bata como medida de protección para tu ropa y tu piel.5. No está permitido comer, beber, ni fumar dentro del laboratorio.6. No debes efectuar experimentos no autorizados, siempre sigue las instrucciones del docente.7. Usa lentes de seguridad para proteger tus ojos, no es recomendable usar lentes de contacto en el laboratorio.8. Localiza todo el equipo de seguridad el primer día de clase de laboratorio: extintores, regadera de emergencia, el botiquín de primeros auxilios y los teléfonos.9. Considera todo los reactivos químicos como peligrosos y lee sus etiquetas cuidadosamente.No debes probar ninguna sustancia. Si algún reactivo se ingiere por accidente, debes notificarlo de inmediato al profesor.10. Nunca debes oler directamente una sustancia, cuando se requiera que reportes el olor de una sustancia, debes abanicar sus vapores suavemente con la mano hacia tu nariz.11. Si alguna sustancia entra en contacto con tus ojos o piel debes lavar con agua abundante durante aproximadamente 15 minutos. Solicita ayuda a tu profesor mientras te lavas. Toda la ropa contaminada debe removerse.12. Nunca tapes tus ojos a menos que estés completamente seguro que tus manos están libres de cualquier sustancia. Lava tus manos con jabón y agua frecuentemente, especialmente cuando has concluido tu experimento.13. Debes usar una campana de extracción cuando manejes cualquier sustancia tóxica volátil o cuando en una reacción se desprendan gases tóxicos.14. Nunca debes usar sustancias inflamables cerca de una flama o objeto caliente.15. Si algún material de vidrio se rompe lo debes recoger y desechar inmediatamente.16. Debes colocar los tubos de ensaye calientes, con líquido o no, en una gradilla de alambre o dentro de un vaso de precipitados.17. Cuando calientes sustancias en un tubo de ensayo, nunca apuntes la boca del tubo a algún compañero o a ti mismo, ya que pueden presentarse proyecciones del líquido caliente.18. Siempre debes mantener el orden y la limpieza en tu mesa de trabajo. Mantén despejada el área entre las mesas para evitar cualquier accidente. Mantén una adecuada disciplina durante la estancia en el laboratorio19. Esta prohibido trabajar solo en el laboratorio, siempre debes hacerlo en presencia del profesor.20. No manejes cristalería u otros objetos con las manos desnudas si no tienes la certeza de que están fríos.21. Mientras no uses los frascos que contengan los reactivos que estas empleando en el experimento, mantenlos tapados.22. Cuando traslades varios objetos de vidrio, no cargues todos al mismo tiempo.23. No debes tirar sustancias químicas al desagüe. En cada práctica debes preguntar al profesor sobre los productos que se pueden arrojar al desagüe para evitar contaminación.24. Siempre que tengas duda acerca de que hacer en cualquier circunstancia consulta al profesor.Notifica al profesor de cualquier accidente de inmediato.
TOMAR PRECAUSIONES:
evite salpicaduras de reactivos. Si esto ocurriera lavarse con abundante agua opere cantidad mínima de ácido sulfúrico, ten cuidado cuanto este caliente nunca agregar agua al ácido sulfúrico porque salta y causa quemaduras diluir el ácido sulfúrico de la siguiente manera: vierta agua en un recipiente y
añada gota a gota el ácido sulfúrico , agitando cautelar el uso de soda cáustica (NaOH) u otros álcalis y ácidos no coger reactivos con la mano. Manipular sólidos con espátulas asearse las manos después de cada experimento o de manipular reactivos
químicos no haga reacciones desconocidas no mezcle reactivos indiscriminadamente, puede ser peligroso cuando calienta tubos de prueba con reactivos, coger con pinzas cuide que las bocas de los tubos de prueba que calienta no estén dirigidas a
ningún compañero o cuaderno, puede saltar líquidos calientes ácidos o cáusticos proteger materiales de laboratorio y sustancias químicas no derramar soluciones taponera los frascos después de utilizarlos, con sus respectivas tapas. Evite
confundirlas mantener los frascos etiquetados, los cuales serán usados para un solo reactivo ordenar los frascos etiquetados alfabéticamente y numéricamente limpiar espátulas y tubos de prueba después de utilizar lavar material de vidrio con agua potable, detergente y enjuague con agua
destilada tener cerca agua potable para cualquier emergencia seguir instrucciones del profesor trabajar con limpieza, orden y disciplina observar conducta buena y permanente anhelo de superación.
SUSTANCIA Y REACTIVOS DE FACIL ADQUISICION:
NOMBRE QUIMICO NOMBRE COMUN FORMULA ADQUIRIDOÁcido clorhídricoÁcido sulfúricoÁcido bóricoÁcido acéticoÁcido carbólicoHidróxido de sodioHidróxido de magnesioHidróxido de amonioÓxido de calcioPeróxido de hidrógenoAzufreCarbónGrafitoYodoCobreHierro (limadura)AluminioZincMagnesioPlomoCalcioCloruro de sodioCloruro de amonioYoduro de potasioCarbonato de calcioSulfato de calcioSulfato de calcio anhidroSulfato cúprico hidratadoSulfato ferroso hidratadoSulfato de magnesio hidratadoNitrata de plataSulfato de Al y KPermanganato de potasioBicarbonato de sodioBisulfito de sodioCarbonato de sodioClorato de potasioNitrato de potasioHipoclorito de sodioTetraborato de sodioNaftalenoTriclorometanoMetanolEtanolPropanotriolMetanalEtanalBencenoPropanonaÁcido etanoicoÁcido etanodioicoÉter sulfúricoCarburo de calcioAlmidónSacarosaGlucosaFenolftaleinaTornasolAnaranjado de metilo
Ácido muriáticoAceite de vitrioloÁcido bóricoVinagre (sol.5%)Fenol o fénicoSoda cáusticaLeche de magnesiaAmoniaco (sol.20%)Cal vivaAgua oxigenadaAzufreCarbón de leñaCarbón de pila
Sal común
Caliza, mármolYeso cocidoYeso para escultura
Vitriolo azulVitriolo verde
Sal inglesaAlumbre
Bicarbonato
Sal de soda
SalitreLejía (sol. 5%)BóraxNaftalinaCloroformoAlcohol de maderaAlcohol ordinarioGlicerinaFormol (sol. 40%)
BenzolAcetonaÁcido acéticoÁcido oxálicoÉter comúnCarburo
Azúcar común
HClH2SO4
H3BO3
CH3COOHC6H5OHNaOHMg(OH)2
NH4OHCaOH2O2
SCCICuFeAlZnMgPbCaNaClNH4ClKICaCO3
CaSO4
CaSO4.2 H2OCuSO4.5 H2OFe SO4. 7H2OMgSO4.7H2O
AgNO3
KAl(SO4)2
KMnO4
NaHCO4
NaHSO4
Na2CO3.10H2OKClO3
KNO3
NaClONa2B4O7.10H2OC10H8
CHCl3
CH3OHC2H5OHC3H5(OH)3
HCHOCH3CHOC6H6
C2H5
CH3COOHCOOH-COOHC2H5-O-C2H5
CaC2
(C6H10O5)n
C12H24O11
C6H12O6
Ferretería FerreteríaProveedorFarmaciaFarmaciaBodegaFarmaciaFerreteríaFarmaciaFarmaciaFarmaciaFarmaciaFerreteríaTaller M.Taller M.Taller M.Taller M.Taller M.Proveedor Q.FerreteríaProveedor Q.BodegaFarmaciaFarmaciaFerreteríaFarmaciaFerreteríaFerreteríaFarmaciaFarmaciaFarmaciaFarmaciaFarmaciaFarmaciaFarmaciaTienda P.BodegaFarmaciaTienda F.FerreteríaFarmaciaFarmaciaFarmaciaTienda P.FarmaciaFarmaciaProveedor Q.FerreteríaFarmacia FarmaciaFarmaciaFarmaciaFerreteríaFerreteríaBodegaBodegaFarmaciaProveedor Q.Proveedor Q.Proveedor Q.
OPERACIONES FUNDAMENTALES.
I.- OBJETIVOS: Adiestrar, dando a conocer las técnicas en estas operaciones llamadas
fundamentales de uso común en el laboratorio, que permite además de la buena ejecución obtener mejores resultados en las experimentaciones que se lleva a cabo.
Estudiar y reconocer algunas técnicas de operaciones básicas y rutinarias empleadas en los trabajos de laboratorio.
Realizar experimentalmente la separación o purificación de una mezcla homogénea y heterogénea.
II.- FUNDAMENTO TEORICO:
La teoría correspondiente a estas operaciones fundamentales escapan al alcance de cualquier indicación teórica, debido a que se trata de un hecho práctico en la que se hace alguna que otra referencia teórica elemental según la dificultad que presenta una determinada experiencia. Tanto en la naturaleza como en los experimentos en el laboratorio se encuentran mezclas de sustancias, que hace necesario el empleo de operaciones básicas, tales como:
1. Pulverización: Operación para reducir el tamaño de los cuerpos sólidos relativamente grandes. A nivel de laboratorio se hace uso de pequeños molinillos o morteros, de acuerdo a las características del material, posteriormente, se hace uso de tamices para seleccionar el tamaño de partículas.
2. Precipitación : Operación de formación de sólidos, a partir de una disolución. A veces ocurre cuando dos disoluciones diferentes se mezclan, dando lugar a una reacción química y el producto o uno de los productos es un sólido insoluble en agua. El sólido generalmente aparece como una suspensión y toma el nombre de precipitado.
3. Decantación : Consiste en dejar en reposo una solución que contiene un precipitado, logrando que éste se asiente en el fondo del recipiente por influencia de la fuerza de gravedad y el liquido sobrenadante se pueda separar o trasvasar cuidadosamente con ayuda de una varilla (bagueta), quedando e esta manera, el sólido precipitado en el fondo del recipiente.
4. Filtración : Es la separación de los componentes de una mezcla o combinación, que consiste en hacer pasar la mezcla sólida-líquida a través de un medio poroso (papel de filtro) que retendrá las partículas sólidas. En esta operación se hará uso del embudo, en donde portara el papel de filtro; realizada la filtración, lo que queda adherido sobre el papel de filtro se denomina residuo y el líquido que atraviesa, filtrado.Cuando las partículas sólidas son pequeñas, se hace la filtración al vacío, usando el embudo de Buchner. El papel de filtro de coloca en el fondo del embudo, que se encuentra adaptado en un matraz de filtración al vacío, conectado con una trampa de agua. Cuando el agua del grifo pasa por la trampa frente al orificio que comunica con el sistema de filtración. Se produce un vacío parcial dentro del sistema, lo que origina una succión que acelera la filtración.
5. Centrifugación : Es otro método de separación de un sólido y un líquido. Consiste en colocar la muestra en tubos y depositarlo en la centrifuga y mediante la fuerza de rotación (centrífuga), las partículas sólidas suspendidas en el líquido de los tubos son separados y depositados al fondo de éste.
6. Evaporación : Consiste en pesar una muestra del estado líquido l estado de vapor, ya sea a temperatura ambiente o a mayor temperatura. Esta operación se emplea también para concentrar una disolución.
7. Lavado : Consiste en eliminar las sustancias solubles que impurifican el precipitado. Se debe usar pequeñas cantidades de líquido de lavado al hacer esta operación, dejando escurrir en cada lavado. La naturaleza del líquido del lavado depende de la solubilidad y propiedades químicas del precipitado, de las impurezas a eliminar y la influencia que puede tener la solución del lavado que queda con el precipitado en el tratamiento ulterior del mismo.
8. Secado y Calcinado : Son operaciones que elimina el contenido de humedad de los precipitados obtenidos al filtrar una mezcla, mediante la acción del calor. Hornos, estufas eléctricas o muflas eléctricas, etc. En el secado la temperatura no excede de 300ºC y se realiza en estufas eléctricas. Las muestras se colocan en lunas de reloj o cápsulas de porcelanas.En la calcinación, las temperaturas comprenden el rango de 300ºC a 1200ºC y se realiza en hornos o muflas eléctricas. Las muestras se colocan en crisoles de porcelana de níquel o platino, según la naturaleza de la muestra.
9. Pesado : Es una operación en la que se determina el valor exacto de la masa de una sustancia. El tipo de balanza más empleada en el laboratorio es la Balanza Analítica, con una sensibilidad de 0,1 mg. La carga máxima de este instrumente varia entre los 100 y 200 gramos, hay otros tipos de balanzas que poseen uno o dos platillos.
10. Destilación : Es una operación que consiste en pasar una sustancia, del estado líquido al estado de vapor, que posteriormente se condensa. Se funda en la diferencia del punto de ebullición de las sustancias a separar. Se producen los cambios de estado: la evaporación producida por el calentamiento y la condensación producida por la refrigeración. Existe dos tipos de destilación:
Destilación simple: Para separar los componentes de una mezcla líquida o de un sólido en solución, que tienen diferente puntos de ebullición entre sí. Ejemplo: separación de una mezcla de alcohol-agua, mezcla de aceite-acetona, etc.
Destilación por reflujo o continua: Para separar sustancias que son insolubles en agua, ligeramente volátiles y mezcladas con otros productos no volátiles. Ejemplo: una mezcla de productos orgánicos, extracción de aceite contenida en las oleaginosas (maní, castañas, etc.) se usa el aparato de SOXHLET.
11. Extracción : Separación de un componente contenido en un sólido o líquido usando un disolvente líquido, éste disolverá sólo un componente o algunos de ellos. Los disolventes más usados son: alcohol, acetona, éter, benceno, etc.
12. Cromatografía : Comprende un grupo de métodos que se basan en la separación de mezclas de sustancias químicas dependiendo de las afinidades de los solutos entre dos fases inmiscibles. Una de las fases es fija (fase estacionaria) de gran área superficial mientras que la otra es líquida (fase móvil), y se mueve a través de la superficie de la fase fija o sobre ella. La fase estacionaria puede ser un sólido poroso o finamente dividido, o un líquido que ha sido puesto en capa delgada sobre un material de soporte inerte. La fase móvil puede ser un líquido puro o una mezcla de soluciones (por ejemplo, buffers) o puede ser un gas (puro o una mezcla homogénea)
III.- PARTE EXPERIMENTAL:MATERIALES REACTIVOS
- SOPORTE UNIVERSAL -solución de acetato de plomo- gradillas para tubos de ensayos - solución de yoduro de potasio- beaker de 250 ml - agua destilada- matráz erlenmeyer de 250 ml - sulfato de cobre sólido- varillas de vidrios o bagueta - cloruro de sodio sólido- pisceta - acetona- trípode - alcohol etílico- regía- mechero bunsen- estufa eléctrica- papel de filtro- balanza- tubos de prueba- equipo de destilación- equipo soxhlet-probetas-embudo de vástago corto
III.- TECNOLOGIA:Experimento Nº 1. Separación de un compuesto por: precipitación, decantación, lavado y secado.
a) En un tubo de prueba tome 5ml de una solución de acetato de plomo y en otro tubo tome 5ml de solución de yoduro de potasio.
b) Luego de observar las características principales de ambas sustancias, verter ambas soluciones en un beaker, en seguida agregar 10ml de agua destilada, para acelerar la velocidad de precipitación. Dejar reposar 5 minutos para facilitar la decantación.
c) Armar el equipo de filtración; después de pesar el papel de filtro, se procederá a filtrar vertiendo la solución sobre el papel de filtro, usar la varilla de vidrio para dirigir el líquido contra la pared del filtro y hacia el vértice del embudo, el extremo inferior de la varilla bebe estar cerca del papel de filtro, pero sin tocarlo. Nunca debe llenarse el embudo.
d) Inmediatamente proceder a lavar las paredes interiores del beaker, usando la pisceta con agua para que arrastre todas las partículas sólidas hacia el filtro.
e) Dejar escurrir todo liquido, luego sacar cuidadosamente el papel de filtro del embudo conteniendo el precipitado, colocar en el vidrio de reloj y llevar a una estufa eléctrica para secar la sustancia (tiempo aprox. 10 min.). dejar enfriar al medio ambiente luego colocar en el frasco desecador hasta peso constante y finalmente pesar el sólido obtenido.
f) Reportar los datos obtenidos y entregar el producto obtenido. Determinar el peso exacto por diferencia de peso.
Experimento Nº2. Disolución, evaporación y cristalización.a) En un beaker colocar 20ml de agua de caño, agregar 5 gramos de cloruro de
sodio o sulfato de cobre.b) Agitar la solución con la varilla de vidrio y luego filtrar. Desechar el residuo
obtenido. Calentar el líquido filtrado obtenido hasta la evaporación, se forma
abundantes cristales. Anotar la temperatura de cristalización y suspender el calentamiento.
c) Enfriar exteriormente la mezcla con chorro de agua de caño.d) Pesar el papel de filtro y proceder a filtrar nuevamente, los cristales obtenidos
en el papel de filtro se llevan a secar en la estufa eléctrica.e) Finalmente por diferencia de pesos obtener el peso de los cristales obtenidos.
Experimento Nº 3. Destilación simple.a) Medir en una probeta 200ml de una mezcla de agua y alcohol y depositar en el
balón del destilador.b) Armar el equipo de destilación simple. Calentar el balón del destilador con llama
suave, para evitar la ebullición brusca del líquido.c) Anotar la temperatura de ebullición, en el momento que caiga la primera gota de
destilado en el vaso.d) Continuar calentando hasta una temperatura fija que indicará el profesor.e) Dejar de calentar el balón y enfriar a temperatura ambiente. desarmar el equipo
con mucho cuidado.f) Medir el volumen de destilado obtenido y el residuo que queda.
Experimento Nº 4. Sublimación del yodo.a) En un vaso de 100ml agregar 1,5 gramos de yodo sólidob) En un balón de 100ml llenar agua de caño y colocar sobre el vaso de precipitado.c) Colocar en el trípode y suministrar calor moderado. observe el color del vapor.d) Apague el mechero y observe la base del balón. Explique lo sucedido.e) Separar con una bagueta un poco de yodo sublimado a un beaker y agregar 5ml
de alcohol etílico, obteniendo así el alcohol yodado.
EJERCICIOOPERACIONES BASICAS DE LABORATORIOI.- esquematice cada uno de los experimentos realizados en la práctica.
PROPIEDADES Y CAMBIOS FISICOS Y QUIMICOS DE LAS SUSTANCIAS.
I.- OBJETIVOS: Identificar objetivamente las manifestaciones de las diferentes propiedades
físicas y químicas de las sustancias. Estudiar la naturaleza de los cambios producidos en las sustancias por la acción
del calor y otros medios físicos y químicos. Pronosticar y conocer cuando un cambio es fenómeno físico y químico.
II.- FUNDAMENTO TEORICO:
PROPIEDADES: Las propiedades de una sustancia son características propias que la hace distinta de otras, se clasifican en las siguientes:A. Propiedades generales: son las que afectan a los diversos estados físicos de la materia en la naturaleza y son:
Extensión: propiedad por el cual los cuerpos ocupan un lugar en el espacio (volumen).
Impenetrabilidad: el espacio ocupado por un cuerpo no puede ser ocupado al mismo tiempo por otro.
Divisibilidad: la materia se divide en porciones cada vez más pequeñas: cuerpo, partícula (mecánico), moléculas (físico) y átomos (químico).
Dilatación: es el aumento que experimentan los cuerpos en sus dimensiones por acción del calor
Porosidad: son los espacios vacíos que se encuentran entre las partículas del cuerpo, por lo tanto la materia es discontinua.
Inercia: los cuerpos tienden a conservar su estado de reposo o movimiento uniforme en que se encuentran.
Atracción: los cuerpos tienden a atraerse unos a otros: gravitacional (entre masas grandes), adhesión (entre partículas), cohesión (entre moléculas) y afinidad (entre átomos).
B. Propiedades particulares: tienen en cuenta el estado físico de cada sustancia, es decir, presentan atributos que le permite diferenciar a las sustancias, no gozan de la propiedad aditiva ni de la masa.
Sólidos Líquidos Gases
Dureza: resistencia al ser rayados por otros.
Viscosidad Fluidez
Tenacidad: resistencia al ser rotos por torsión o tracción.
Fluidez Viscosidad
Maleabilidad: facilidad de formar láminas.
Tensión superficial Comprensibilidad
Elasticidad: facilidad de recuperar su estado inicial.
expansibilidad
Ductibilidad: facilidad de convertirse en hilos.Plasticidad
C. Propiedades físicas: son características que pueden ser determinadas, sin cambio en su composición química. Se puede dividir en:
Propiedades Físicas Externas: depende de la cantidad de materia, masa, volumen, tamaño y también entre ellas se encuentra, las propiedades organolépticas (sabor, olor, color, forma, etc.)
Propiedades Físicas Internas: no depende de la cantidad de materia de una sustancia y no es afectada apreciablemente por el tamaño de la muestra o el estado de subdivisión de ésta. Ejemplo: densidad, viscosidad, punto de ebullición, punto de fusión, punto de solidificación, índice de refracción, solubilidad, conductividad eléctrica, etc.
D. Propiedades químicas: son aquellas que se manifiestan cuando una sustancia sufre transformaciones químicas o pueden experimentar un cambio químico. Ejemplo: alcalinidad, oxidación, fermentación, etc.
FENÓMENO: son cambios o transformaciones surgidas en la naturaleza de una sustancia. Se puede dividir en:
Fenómenos Químicos: son cambios que conlleva a la formación de sustancias nuevas y que implican modificaciones en la composición o estructura interna de las sustancias. Ejemplo: oxidación del hierro, combustión de la gasolina, saponificación de la grasa, etc.
Fenómenos Físicos: son cambios temporales y reversibles. Es decir, la sustancia puede recuperar su estado inicial, después del cese del efecto que produjo el cambio. Ejemplo: hervir el agua, moler tiza, disolver sal en agua, etc.
Fenómenos Alotrópicos: es aquel que causa importantes cambios en las propiedades físicas de una sustancia pero sin llegar a convertirla en otra. Ejemplo: el oxígeno diatómico (O2 normal), y el oxígeno triatómico (O3 ozono); el carbono (diamante y grafito); fósforo (blanco y rojo), etc.
III.- PARTE EXPERIMENTAL:MATERIALES: REACTIVOS:
- Trípode - yodo metálico ( Iº )- Rejilla - zinc metálico (Znº)- Pinzas metálicas - H2SO4
- Tubos de ensayo - HCl 6N- Vasos de precipitación - acetona- Lunas re reloj - azúcar (C12H22O11)- Probeta - alambre de cobre
- orina- agua destilada- leche fresca- cubierta de conchas
IV.- TECNOLOGIA:Experimento Nº 1: IDENTIFICACIÓN DE CAMBIOS FISICOS:
Depositar en un tubo de ensayo 0,1g de yodo metálico, coger el tubo con una pinza y colocar a baño maria, hasta la obtención de nuevos cristales. Observar y anotar todos los cambios producidos. Especificar y explicar dichos cambios.
En una luna de reloj depositar 2 gotas de acetona y dejar evaporar completamente. Anotar los cambios.
Coger una pequeña cantidad de azúcar en un vaso de precipitado con agua, mover, observar.
Practica domiciliaria: fundamenta en base a un experimento si la agitación, trituración, evaporación, solidificación, destilación, condensación son variaciones del estado físico.
Experimento Nº 2: IDENTIFICACION DE CAMBIOS QUIMICOS: Introducir uno de los extremos de un pedazo de alambre de cobre en ácido
clorhídrico (HCl) 6N y observar. Coger unos trocitos de cubierta de cocha, colocar en una luna de reloj y dejar
caer sobre ésta 2 ó 3 gotas de HCl 6N. anotar los cambios e indique la sustancia obtenida.
En un tubo de ensayo colocar 2ml de H2SO4 diluido y añadir granallas de zinc. Observar e identifique la reacción.
Coger una pequeña cantidad de azúcar, introducir en un tubo de ensayo y agregar gotas de ácido sulfúrico concentrado. Observar y plantea la ecuación química.
Practica domiciliaria: fundamenta en base a una experiencia observada en casa, sobre fenómenos químicos o que hayan producido cambio de composición.
Experimento Nº 3: DETERMINACION DE DENSIDADES:a). Densidad de la leche:
En una probeta de 250ml de capacidad, colocar 200ml de leche Determinar la densidad de la muestra de leche, colocando el densímetro en el
centro de la muestra Leer directamente la densidad en la escala del densímetro y anotar el resultado
b). Densidad de la orina: En una probeta de 100ml de capacidad colocar 80ml de orina Determinar la densidad de la orina, colocando el urinómetro en el centro de la
muestra Leer directamente la densidad en la escala del urinómetro y anotar el resultado.
c). Determinación de densidades: Densidad de sólidos que se sumergen completamente en un liquido o solución Densidad de sólidos que se sumergen parcialmente en un líquido o solución.
Complete el cuadro que se muestra usando agua como líquido para hallar el volumen del sólido
Masa (g) Volumen (ml) p (g/ml)Sólido ASólido B
EJERCICIOPROPIEDADES Y CAMBIOS FISICOS Y QUIMICOS DE LAS SUSTANCIAS:I.- Esquematice cada uno de los experimentos realizados en la práctica:
II.- Responda las siguientes preguntas:Experimento Nº11.- Explique que cambios se produjeron en el experimento con el yodo metálico ¿porqué?
2.- ¿Qué observó en el experimento con la acetona?
3.- En el experimento con el azúcar:a) ¿Qué propiedades extrínsecas observó?
b) ¿Qué propiedades intrínsecas observó?
Experimento Nº21.- ¿Qué sucede al colocar el alambre de cobre en el ácido clorhídrico?¿por qué?
2.- ¿Qué cambios observó al dejar caer gotas de ácido clorhídrico sobre la cubierta de concha?
3.- ¿Qué sustancia se obtuvo?
4.- ¿Qué observo al agregar ácido sulfúrico al azúcar?
5.- ¿En que se transformó?
SEPARACIÓN DE ALUMINIO A PARTIR DE MATERIAL DE DESECHO
I.-FUNDAMENTP TEORICO:El aluminio es uno de los metales más abundantes en la superficie terrestre
(~7.5% en masa de la corteza). En la naturaleza se encuentra en un mineral llamado bauxita (Al2O3 ·2H2O). La abundancia de aluminio, aunada a la particularidad de sus propiedades físicas y químicas, hace que este material sea ampliamente utilizado en la industria. Sin embargo, la extracción de este metal directamente de la bauxita es un proceso muy caro. Para producir una sola lata de aluminio, es necesario gastar una energía equivalente a la de un foco de 100 Watts encendido durante 6 horas. Este costo se puede reducir hasta en 95%, reciclando las latas de aluminio existentes. Este proceso de reciclaje también ayuda a reducir el problema de contaminación generado por la gran cantidad de latas de aluminio que hoy en día se desechan. Las latas de aluminio tienen una “vida” promedio de aproximadamente 100 años.
En este experimento, en lugar de reciclar aluminio para generar nuevas latas de este metal, vas a conocer un proceso químico que te permitirá transformar aluminio de desecho en un compuesto químico útil cuya fórmula es KAl(SO4)2 ·12H2O, comúnmente conocido como alumbre. El alumbre es utilizado en el teñido de telas, en la fabricación de conservadores de alimentos, como un coagulante en la purificación de agua en las plantas de tratamiento de aguas residuales.
Los compuestos químicos conocidos como alumbres, son compuestos iónicos que cristalizan en soluciones que contienen aniones sulfato, SO4
2-, un catión trivalente como el Al3+, Cr3+ o Fe3+, y un catión monovalente como el K+, Na+ o NH4+. Muchos de los alumbres cristalizan como 24 octaedros o cubos y bajo las condiciones apropiadas se pueden obtener cristales de tamaño considerable.
Las reacciones involucradas en la producción de alumbre a partir de aluminio metálico, se presentan en los siguientes párrafos. Las ecuaciones etiquetadas como “a” representan las ecuaciones iónicas netas para cada etapa de la reacción.
Es común que el aluminio reaccione lentamente con ácidos diluidos porque su superficie esta cubierta por una capa delgada de óxido de aluminio (a los metales con esta característica se les conoce como autoprotectores). Las soluciones alcalinas o bases fuertes (que contienen OH-), disuelven la capa de óxido y entonces atacan el metal. De esta manera, en un medio acuoso alcalino, el aluminio metálico se oxida para formar el anión Al(OH)4
-, el cual es estable en solución básica. Además, en esta reacción se produce hidrógeno gaseoso.2 Al(s) + 2 KOH(ac) + 6 H2O(l) _ 2 KAl(OH)4(ac) + 3 H2(g) 2 Al(s) + 2 OH-(ac) + 6 H2O(l) _ 2 Al(OH)4
-(ac) + 3 H2(g)
Después de que el aluminio se ha disuelto, el exceso de KOH se debe neutralizar con H2SO4, 2 KOH(ac) + H2SO4(ac) ………..K2SO4(ac) + 2 H2O(l) OH-(ac) + H+(ac) ……….H2O(l)
Además, el H2SO4 también convierte al anión Al(OH)4- en Al(OH)3, que es insoluble en
agua, por lo que precipita,
2 KAl(OH)4(ac) + H2SO4(ac) …………..2 Al(OH)3(s) + K2SO4(ac) + 2 H2O(l) Al(OH)4
-(ac) + H+(ac) ………..Al(OH)3(s) + H2O(l)
Al colocar más H2SO4, el Al(OH)3 se disuelve para formar Al2(SO4)3 que es un compuesto iónico soluble en agua. Un hidróxido, tal como el Al(OH)3, que puede ser disuelto tanto por ácidos como por bases se dice que es anfotérico. 2 Al(OH)3(s) + 3 H2SO4(ac) ………. Al2(SO4)3(ac) + 6 H2O(l)Al(OH)3(s) + 3 H+(ac) ………………Al3+(ac) + 3 H2O(l)
Cuando la solución de iones aluminio acidificada se enfría, el KAl(SO4)2 ·12H2O o alumbre cristaliza. Al2(SO4)3(ac) + K2SO4(ac) + 24 H2O(l) ……… 2 KAl(SO4)2 .12H2O(s)Al3+(ac) + 2 SO4
2- (ac) + K+(ac) + 12 H2O(l) ………. KAl(SO4)2 .12H2O(s)
La reacción global de todo el proceso es la siguiente2 Al(s) + 2 KOH(ac) + 4 H2SO4(ac) + 22 H2O(l) …... 2 KAl(SO4)2 + 12H2O(s) + 3 H2(g)
II.- ObjetivoObtener un compuesto químico a partir de materiales de desecho.
III.- Material y reactivos- Lata de aluminio.- Solución 2.8 M de KOH.- Solución 6 M de H2SO4.- Alcohol etílico.- Rojo de metilo u otro indicador ácido-base.- Hielo.- Lija para metal.- Tijeras.- Regla.- Vasos de precipitado de 50 mL o 100 mL, 250 mL y 600 mL.- Parrilla eléctrica.- Equipo de filtración en vacío: embudo Büchner, matraz Kitazato, papel filtro ymangueras.- Espátula.- Probeta.- Agitador de vidrio.- Embudo.- Piseta con agua destilada.A. Actividades que debes realizar previas a la sesión experimental.1. Para este experimento deberás traer una laminilla de aluminio de aproximadamente 5 cm x 7 cm, la cual deberás obtener de una lata de aluminio. Cada alumno debe traer al laboratorio su propia laminilla.2. Lija la laminilla por ambos lados. Asegúrate de eliminar totalmente los restos de plástico o pintura.3. Es necesario que traigas tijeras para cortar tu laminilla de aluminio.4. Pesa la pieza de aluminio. Para este experimento necesitas aproximadamente 1.0 g de aluminio. Si tu laminilla pesa entre 0.9 g y 1.2 g, es aceptable.5. Pesa un vaso de precipitados de 250 mL.
6. Corta tu pieza de aluminio en cuadritos de aproximadamente 0.2 cm de longitud y colócalos en el vaso de precipitados.7. Pesa el vaso de precipitados con la muestra.8. Determina la masa del aluminio.9. Coloca 25 mL de solución 2.8M de KOH en el vaso de precipitados que contiene tu muestra de aluminio.10. Si la reacción procede muy lentamente, coloca el vaso de precipitados en una parrilla y CALIENTA SUAVEMENTE, sin llegar a la ebullición. En esta etapa se desprenderán burbujas de gas (H2). La reacción finalizará cuando no se desprendan más burbujas o cuando no haya piezas visibles de aluminio.11. Cuando la reacción finalice, separa la fuente de calor del vaso de precipitados y deja que la solución se enfríe a temperatura ambiente.12. Mientras la solución se enfría, prepara el equipo de filtración en vacío (figura 1).Figura 1. Equipo de filtración en vacío.13. Una vez fría, filtra la solución.14. Utiliza una piseta con agua destilada para enjuagar el vaso de precipitados en donde se disolvió el aluminio. Aplica el agua directamente sobre la pared del vaso para remover toda la solución que pudiera contener. NO UTILICES MÁS DE 20 mL DE AGUA. Es mejor que enjuagues con 5 mL en etapas sucesivas a que coloques los 20 mL una sola vez. Filtra la solución de cada uno de tus enjuagues.
15. Transfiere la solución del matraz kitazato a un vaso de precipitados de 250 mL.16. Coloca 10 gotas de indicador rojo de metilo en la solución. Debes saber que el rojo de metilo torna a la solución de color amarillo si es básica y de color rojo si es ácida.17. Coloca 25 mL de una solución 6M de H2SO4 en un vaso de precipitados limpio y seco.18. Con cuidado, adiciona poco a poco la solución de H2SO4 a la solución filtrada, hasta que ésta última adquiera un color rojo. LA SOLUCIÓN PUEDE CALENTARSE DEBIDO A QUE OCURRE UNA REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN. Agita con cuidado la solución filtrada a medida que adicionas el H2SO4. Notarás la formación de un precipitado blanco. Evita colocar un exceso de H2SO4. (RECUERDA: la adición deH2SO4 a la solución que contiene Al(OH)4- produce Al(OH)3 el cual precipita, pero el exceso de H2SO4 hace que el Al(OH)3 se disuelva).19. Calienta la solución con el precipitado y agítala hasta que todo el Al(OH)3 se disuelva. La solución debe ser de color rojo y no debe contener sólidos suspendidos. Si la solución no es roja, coloca unas gotas de la solución 6M de H2SO4 hasta que se torne roja.20. Enfría la solución obtenida en el paso 19 en un baño de hielo durante 20-30 minutos, agitando ocasionalmente. Notarás la formación de cristales de alumbre.21. Mientras se enfría la solución, lava el equipo de filtración en vacío que utilizaste.22. Filtra la solución que contiene los cristales de alumbre. Si dispones de tiempo (aproximadamente 45 minutos más), coloca la solución filtrada en el vaso de precipitados que contenía tus cristales y evapora aproximadamente hasta la mitad del volumen original. Enfría la solución resultante utilizando un baño de hielo durante 20-
30 minutos y has una segunda filtración utilizando el mismo papel filtro donde recolectaste tus primeros cristales.23. Mantén el papel filtro con los cristales obtenidos en el equipo de filtración.24. Lava los cristales, que se encuentran en el equipo de filtración, con 20 mL de alcohol etílico. Adiciona el alcohol poco a poco hasta agotarlo y después deja que se evapore por espacio de 3 a 5 minutos.25. Deja secar el papel filtro con los cristales.26. Determina la masa de alumbre que obtuviste.27. Muestra los cristales que obtuviste a tu profesor de laboratorio.28. Reporta tus resultados.
OBTENCIÓN DE CARBONATO DE CALCIO.
I. OBJETIVO:- Aplicar los conocimientos básicos de estequiometría: reactivo límite, eficiencia de una reacción, pureza de reactivos y pureza de productos.- Llevar a cabo la reacción para obtener carbonato de calcio a partir de carbonato de sodio y cloruro de calcio di hidratado.- Obtener el porcentaje de rendimiento experimental en la obtención de carbonato de calcio.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO:La estequiometría es una herramienta indispensable en química, su palabra deriva del griego stoicheion (“elemento”) y metron (“medida”). La ley de la conservación de la materia es una de las leyes fundamentales del cambio químico.Las reacciones químicas se representan por medio de las ecuaciones químicas cuyas formulas químicas que están a la derecha de la flecha son las sustancias de partida o reactivos, y las formulas químicas que se encuentran a la izquierda son las sustancias que se producen en la reacción o productos.
2H2 + O2 ……… 2 H2OLos números antepuestos a las fórmulas químicas son los coeficientes (el número uno (1) normalmente no se escribe); los coeficientes son los que permiten que en la ecuación química haya un número igual de cada elemento a cada lado de la flecha, cuando se satisface esa condición, se dice que la ecuación está balanceada
III. PARTE EXPERIMENTAL:Materiales y reactivos:Material por grupo de laboratorio:
Dos vasos de 100ml Tres pipetas graduadas de 10ml Un vidrio de reloj mediano Un embudo de vidrio mediano Dos agitadores de vidrio Un aro metálico con nuez Un erlenmeyer de 250ml Un tubo de ensayo Una espátula Una hoja de papel de filtro mediano número 597 Un soporte universal. Un pipeteador
Material de uso común a todos los grupos de laboratorio:- Agua destilada- Cloruro de calcio dihidratado sólido- Carbonato de sodio anhidro sólido- Solución de nitrato de plata al 2% (0,1N)- Cuatro vasos de precipitados de 250ml- Balanza analítica- Estufa a 105oC.- Cinta de enmascarar
IV.- TECNOLOGIA:
Obtención del precipitado de carbonato de calcio:1. En un vaso de precipitados de 100ml limpio y seco pese aproximadamente entre
1,0 a 1,5 gramos de carbonato de sodio (Na2CO3); adicione 10ml de agua destilada y con el agitador de vidrio mezcle hasta disolución completa.
2. En otro vaso de precipitados de 100ml limpio y seco agregue la cantidad de cloruro de calcio dihidratado (CaCl2. 2 H2O) en la cantidad necesaria para que reaccione completamente con el carbonato de sodio que pesó anteriormente, (recuerde incluir las aguas de hidratación en el peso molecular usado); adicione 10ml de agua destilada y con el agitador de vidrio mezcle hasta disolución completa. (Recuerde manejar con precaución los reactivos)
3. Adicione la solución de cloruro de calcio a la solución de carbonato de sodio lentamente utilizando una varilla de vidrio; enjuague el vaso con aproximadamente 3,0 a 5,0 ml de agua destilada y adiciónelos al vaso donde está la mezcla de reacción. Deje en reposo por aproximadamente 15 minutos.
FILTRACIÓN:1. Pese una hoja de papel de filtro No 597 y dóblela cuidadosamente, colóquela en
el embudo de vidrio humedeciendo con agua destilada para que el papel se fije a las paredes. El embudo se coloca sobre el aro metálico con nuez y su vástago se coloca hacia el interior de un erlenmeyer de 250ml.
2. Transvase cuidadosamente el sobrenadante del vaso de precipitados donde está la mezcla de reacción y finalmente el precipitado formado. Lave el sólido que queda retenido en el papel de filtro con abundante agua destilada hasta fin de cloruros, si algo del precipitado pasa el papel de filtro, volver a filtrar cuidadosamente.
3. La determinación de cloruros se realiza tomando en un tubo de ensayo algunas gotas de las aguas de lavado que han pasado por el filtro y se recogen al final del vástago del embudo, y se le adicionan dos gotas de la solución de nitrato de plata (AgNO3). Si en la solución hay iones cloruros se produce un precipitado blanco de cloruro de plata (AgCl).
SECADO:1. Una vez terminado el lavado transfiera el papel filtro cuidadosamente al vidrio
de reloj previamente pesado y colóquelo en la estufa a 105ºC hasta que esté completamente seco. El vidrio de reloj se saca y se deja enfriar en un desecador y se pesa. Colocar nuevamente en la estufa y volver a pesar hasta obtener un peso constante. (Tener cuidado en la manipulación del papel de filtro, ya que el sólido obtenido es muy liviano).
EjerciciosOBTENCIÓN DE CARBONATO DE CALCIO.
1. BÚSQUEDA DE INFORMACIÓN:- Escriba la reacción química que se utiliza en la práctica para la obtención de carbonato de calcio y su balance- Consulte brevemente sobre compuestos insolubles en agua- Explique brevemente cómo se calcula el rendimiento de una reacción y cómo se maneja la pureza de los reactivos.- Suponga que ha pesado 0,9438 g de Na2CO3 para llevar a cabo la reacción, ¿qué peso de CaCl2. 2 H2O reaccionarán exactamente con esa cantidad? No olvide incluir el agua de hidratación en el cálculo. ¿Qué peso de carbonato de calcio se obtendrá? Suponga que al realizar la reacción anterior se obtiene un precipitado de carbonato de calcio que después de lavado y secado pesa 0,6379 g ¿Cuál es, en este caso, el porcentaje de rendimiento de la reacción?
2. PARA EL ANÁLISIS DE LA PRÁCTICA:- Exprese claramente como determinó el peso de cloruro de calcio dihidratado que utilizó en la reacción y cuanto carbonato de calcio debía obtener teóricamente.- Realice el cálculo correspondiente para saber cuanto carbonato de calcio obtuvo experimentalmente y determine el porcentaje de rendimiento de la reacción.- Analice las observaciones y resultados obtenidos.- Revise de nuevo los objetivos de la práctica, evalúe si se cumplieron total o parcialmente, y redacte unas conclusiones en donde exprese en forma explícita lo aprendido en esta práctica
ESTADO LÍQUIDO, VISCOSIDAD, TENSION SUPERFICIAL, SOLUCIONES VERDADERAS, COLOIDES Y SUSPENCIONES.
I.- OBJETIVO: observar la acción de las sustancias tensioactivas sobre la tensión superficial de
los líquidos. Observar las propiedades físicas de las soluciones verdaderas, coloides y
suspensiones.
II.- FUNDAMENTO TEORICO:
LIQUIDO: cuando las fuerzas intermoleculares de atracción y repulsión, que actúan entre las moléculas son equidistantes, la distancia que los separa es pequeña y como resultado éstas se juntan para formar un agregado denso, llamado líquido.
Las sustancias en el estado líquido poseen densidades mucho más elevadas que los gases y a diferencia de estos poseen un volumen definido. Pero ambos no tienen forma definida.
En contraste con los sólidos, los líquidos no tienen forma propia ni elasticidad, pero si poseen un volumen constante y una fricción interna (viscosidad). En los líquidos se dan varios fenómenos a nivel macroscópicos: viscosidad, tensión superficial, difusión, etc.
Viscosidad: se define como la resistencia experimentada por una porción de un líquido cuando se desliza sobre otra porción de líquido. La viscosidad depende del estado físico de los cuerpos, pues mientras que en los gases es muy pequeña, en los sólidos alcanza su máximo valor. El valor de la viscosidad varía ampliamente en los líquidos como el éter etílico que corren fácilmente, hasta otros como el alquitrán y los aceites pesados que son extremadamente viscosos.
El fenómeno de la viscosidad se debe al enlace intermolecular, por lo tanto, entre mayor sea el valor de las fuerzas intermoleculares mayor será la viscosidad de los líquidos la viscosidad se expresa en términos de coeficientes de viscosidad, cuya unidad es el POISE que es igual a una DINA/seg/cm2.
El instrumento más utilizado para medir la viscosidad es el VISCOSIMETRO DE OSWALD. El método para la determinación de la viscosidad con este instrumento, consiste en medir el tiempo que tarda en fluir bajo la acción de la gravedad, un volumen conocido de líquido, a través de un capilar de longitud y radio conocidos.
TENSION SUPERFICIAL: se manifiesta en la interfase Líquido-Vapor (gas). Una molécula interior de un líquido esta completamente rodeada por otras moléculas, de tal manera que es atraída igualmente en todos los sentidos. En cambio una molécula en la superficie (interfase) tiene una atracción resultante hacia el interior del líquido y lateralmente, a lo largo de la superficie, porque el número de moléculas por unidad de volumen es mucho más grande en el líquido que en el vapor.
En la superficie líquida, las proyecciones laterales y hacia el interior de las fuerzas intermoleculares forman una película en la superficie de la fuerza mensurable. Ejemplo: la flotación de una aguja o una hoja de afeitar sobre el agua, insectos que caminan sobre la superficie del agua, la forma esférica de las gotas de agua y de las partículas de mercurio sobre una superficie plana, la elevación de líquidos en un tubo capilar.
La tensión superficial de un líquido se mide por la energía superficial contenida en la unidad de superficie, o sea la energía necesaria para formar 1cm2 de superficie líquida.
La tensión superficial de un líquido, se define como la fuerza necesaria para obtener 1cm2 de superficie líquida nueva y también como la fuerza en dinas por cm. de borde de la película que se opone a la expansión de la superficie. La tensión superficial es independiente de lo que haya expandido la superficie, lo mismo que su espesor.
Algunos líquidos como el agua mojan las paredes de un tubo capilar de vidrio, mientras otros como el mercurio no se adhieren. Cuando un líquido moja un tubo, el líquido adherido a las paredes va arrastrando al cuerpo del líquido hacia arriba. Pero cuando el líquido no se adhiere, éste es empujado hacia abajo. A estas manifestaciones llamamos FENOMENOS CAPILARES, son debidos a las fuerzas de cohesión y de adhesión del líquido al sólido.
El método más común para determinar el valor de la tensión superficial de un líquido, es mediante los tubos capilares (elevación capilar). Cuando un tubo capilar se pone en contacto con un líquido humectante, el líquido moja el tubo capilar y forma una superficie o menisco cóncavo. La película que constituye esta superficie tiende a contraerse en virtud de su tensión superficial, y por lo tanto ésta ejerce un esfuerzo hacia el centro de la esfera del cual forma parte la superficie, es decir hacia arriba. En consecuencia el líquido sube en el interior del tubo capilar hasta una altura suficiente para que el peso de la columna líquida iguale a dicho esfuerzo hacia arriba. En el equilibrio la energía superficial es igual al peso del líquido que obligó a subir en el tubo capilar.
SOLUCIÓN: es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.COMPONENTE DE UNA SOLUCION: las soluciones están compuestas por un disolvente o solvente y uno o más solutos. El disolvente es el componente que se encuentra en mayor proporción o es la sustancia en donde se disuelve el soluto, mientras que el soluto es el que se encuentra en menor proporción o es el que se disuelve. Si ambos se encuentran en cantidades iguales, la designación de disolvente y soluto es completamente arbitraria. Las soluciones pueden ser mezclas de:* Sólidos con sólidos (aleaciones: latón formado por cobre y zinc; bronce formado por estaño y cobre; acero formado por hierro y carbono)* Líquidos con líquidos (alcohol y agua)*Gases con gases (oxigeno y nitrógeno en el aire)*Sólidos con líquidos (NaCl y agua)*Gases con líquidos (anhídrido carbónico disuelto en las bebidas gaseosas)*Líquidos con gases (agua en el aire o neblina)*Sólidos en gases (humo)
SOLUBILIDAD: es el peso máximo de soluto que se disuelve en 100g de disolvente a una determinada temperatura.FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD: la cantidad de una sustancia que se disuelve en otra depende de la naturaleza del soluto y del disolvente, de la temperatura y la presión. En general, el efecto de la temperatura es muy pronunciado y su dirección depende del calor de solución. Si una sustancia se disuelve hasta la saturación con desprendimiento de calor, la solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura. Por otra parte, se una sustancia se disuelve con absorción de calor, la solubilidad se incrementa cuando se eleva la temperatura. En general, los compuestos de
carácter químico análogo, son más fácilmente solubles entre si que los de carácter diferente.CLASIFICACION:1.- DE ACUERDO A LA NATURALEZA DEL SOLUTO:
Moleculares: cuando el soluto generalmente es orgánico, por lo tanto se disgrega hasta el nivel molecular, no conduce la corriente eléctrica. Ejm. Azúcar
Iónica: cuando el soluto es un compuesto iónico que al disolverse se descompone en iones, su característica principal es que conduce la corriente eléctrica. Ejem. NaCl.
2.- DE ACUERDO AL TAMAÑO DE LAS PARTICULAS: Grosera: aquella mezcla que poseen partículas cuyos diámetros exceden de 100
nanómetros (nm). Ej. Arena en agua, benceno en agua, aceite en agua, etc. Coloidales o suspensiones coloidales: aquellas que poseen partículas cuyos
diámetros se encuentran comprendidos entre 1 a 100 nanómetros. Ej. Almidón en agua, las gelatinas comestibles, clara de huevo, espuma, mayonesa, geles, pintura, leche, etc. El EFECTO TYNDALL es una propiedad óptica para identificar los coloides. Consiste en que las partículas coloidales refractan la luz solar.
Solución verdadera: más conocido con el nombre de SOLUCIÖN, aquella que se obtiene cuando 2 ó más sustancias son mezcladas a escala iónica, molecular, o partículas cuyos diámetros están comprendidos por debajo de 1 nanómetro y constituyen una fase homogénea. Ej. Cristales de cloruro de sodio (NaCl) disuelto en agua. Debe aclararse que no existe límite perfectamente definido entre una solución verdadera, una solución coloidal y la grosera.
III.- PARTE EXPERIMENTAL:Experimento Nº1: RUPTURA DE LA TENSION SUPERFICIAL
MATERIALES REACTIVO* Vaso de precipitación * talco* Tubos de ensayo * detergente* Gradilla * agua destilada* Pipetas * bilis
* Aceite vegetal
IV.- TECNOLOGIA:o Colocar en dos vasos de precipitación unos 150ml de agua destiladao Adicionar suavemente unos gramos de talco en la superficie del agua
destilada en ambos vasos o colocar un insecto pequeño, un clip, una aguja, arena fina, etc.
o Colocar unos gramos de detergente en uno de los vasos muestrao Observar que sucede en cada uno de los recipientes.
Experimento Nº 2: RUPTURA DE LA TENSION SUPERFICIALo Tomar dos tubos de ensayo. En el primero se vierte 1ml de agua destilada y en el
segundo 1ml de biliso En cada tubo se añaden 5 gotas de aceite vegetalo Los tubos se agitan enérgicamente y se dejan en reposo durante 5 min. Observar
Experimento Nº3: ESTADO LÍQUIDO Y COLOIDAL
MATERIALES REACTIVOS+ Gradilla + agua destilada+ Tubos de ensayo + cloruro de sodio+ Cocinilla eléctrica + talco+ Vaso de precipitación 250ml + almidón+ embudo de vástago corto + solución de nitrato de plata (AgNO3)+ Papel de filtro + solución de yoduro de potasio (KI)+ Linterna + ácido clorhídrico+ Caja chica+ Placa petri
IV.- TECNOLOGIA:A.- PREPARACION DE TIPOS DE MEZCLAS DE ACUERDO AL TAMAÑO DE PARTICULA:
o Preparar una solución de cloruro de sodio, una suspensión de almidón y una suspensión de talco
o Luego, colocar en una gradilla tres tubos de ensayo enumerados y rotulados de la siguiente manera:
tubo # 1: solución verdadera (solución de cloruro de sodio) tubo # 2: solución coloidal (suspensión de almidón) tubo # 3: solución o dispersión grosera (dispersión de talco)
o Realice las operaciones que se indican a continuación: verter en cada tubo las mezclas respectivas. Agite cada uno de los
tubos y observe que sucede en cada uno de ellos. deje en reposo durante 5 min. y observe agite y filtre el contenido de cada uno de los tubos en su
respectivo papel de filtro. Observe agregar al filtrado de la siguiente forma:
tubo # 1: gotas de solución de nitrato de plata tubo # 2: gotas de una solución yoduro de potasio tubo # 3: gotas de una solución de ácido clorhídrico 6N. observar
cada uno de ellos.o Tome, con la ayuda de una varilla de vidrio, una muestra del sedimento del
papel de filtro del tubo # 3 y colóquela en una placa petri. Agregue gotas de ácido clorhídrico 6N y observe la reacción.
B.- EFECTO TYNDALL: Trasvasar a cada tubo un volumen igual de la dispersión coloidal y la solución
de cloruro de sodio. Utilizar un tubo con agua destilada como testigo para comprobar los resultados que obtenga
Colocar los tubos en una gradilla y colocarlos dentro de una caja que se encuentra abierta por un lado. Enfocarlos con una linterna y estudiar en cada uno el fenómeno de Tyndall. La observación se debe hacer en ángulo recto al rayo luminoso.
EJERCICIOESTADO LÍQUIDO, VISCOSO, TENSION SUPERFICIAL.1.- Esquematice cada uno de los experimentos:
II.- Responda las siguientes preguntas:Experimento Nº1
1.- ¿Qué observó al adicionar talco en el agua?
2.- ¿Qué observó al adicionar detergente? ¿Por qué?
ESTRUCTURA ATOMICA.- ESTUDIO CUALITATIVO DEL ESPECTRO DE EMISION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS (COLORACION A LA LLAMA)
I.- OBJETIVOS: Observar las manifestaciones del átomo al ser excitados mediante fuente externa
de energía con emisión de una luz característica. Relacionar las características del espectro de emisión con la estructura atómica. Explicar cualitativamente las características del espectro de emisión de emisión
que se producen cuando algunas sustancias son expuestas a la llama del mechero de Bunsen o una fuente de de electricidad de alto voltaje.
II.- FUNDAMENTO TEORICO:
ESTRUCTURA ATOMICA:En el desarrollo de la teoría de la Estructura Atómica, hubo tres grandes pasos: El descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia El descubrimiento de que el átomo consta de un núcleo rodeado de
electrones. El descubrimiento de las leyes mecánicas que gobiernan la conducta de los
electrones.
El primer modelo atómico fue ideado por Rutherford, existiendo una gran dificultad de acuerdo a los principios de la física conocida en esa época, 1891; más tarde Niels Bohr intenta resolver el problema, analizando la estructura atómica en términos de la Teoría Cuántica introducida por el científico Planck en 1900. Entonces Bohr sugirió que los electrones se muevan en órbitas, y Broglie que las órbitas estables eran las que podían acomodar ondas estacionarias.
Ahora se sabe que los electrones tienen propiedades ondulatorias, pero se expresan en términos de distribución de probabilidad electrónica u órbitales, en lugar de órbitas fijas. En el átomo de hidrógeno, varias condiciones limites físicamente aceptables, conducen a la cuantificación de la energía del átomo y a la selección de algunas funciones de onda entre varios posibles. Los estados cuánticos aceptables quedan descritos por cuatro números cuánticos: n, l, m y s.
ESPECTROS DE ABSORCION Y DE EMISIONSon las huellas digitales de los elementos, cada elemento posee una serie única
de longitudes de onda de absorción o emisión.Un espectro de emisión se obtiene por análisis espectroscópico de una fuente de
luz, como puede ser una llama o un arco eléctrico. Así, cuando los gases se calientan sus átomos o moléculas se excitan (ejemplo: He, Ne, Ar, N, H, etc.) y emiten una luz de una determinada longitud de onda. Este fenómeno es causado fundamentalmente por la excitación del átomo, por medios térmicos o eléctricos; la energía absorbida induce a los electrones que se encuentran en un estado fundamental, hacia un estado de mayor energía.
El tiempo de vida de un electrón en esta situación metaestable es corto y regresa a un estado de excitación mas bajo o de estado fundamental; la energía absorbida se libera bajo la forma de luz. La luz fluorescente y los colores obtenidos por el calentamiento de la sal de determinados elementos en una llama son ejemplos de espectros de emisión. En algunos casos, los estados excitados pueden tener un periodo
de vida apreciable, como es el caso de la emisión de luz continua, desde que la excitación ha cesado, éste fenómeno se denomina fosforescencia.
Un espectro de absorción se obtiene colocando la sustancia entre el espectro de una fuente de energía que proporciona radiación electromagnética, en el intervalo de frecuencia a estudiarse. El espectro analiza, para una determinada frecuencia, la energía transmitida con referencia a la energía incidente. Igualmente los estados más energéticos poseen un periodo de vida más corto. La principal consecuencia resultante de la energía absorbida en la región infrarroja es el calor. De este modo la temperatura de la sustancia o solución aumenta durante la determinación del espectro. La principal característica de la energía absorbida en la región ultravioleta es la emisión de la luz.
Si bien el mecanismo de absorción de energía es diferente en las zonas o regiones ultravioleta e infrarroja, el proceso fundamental es la absorción de una cierta cantidad de energía.
La energía necesaria par la trasmisión de un estado de baja energía a un estado de mayor energía, esta directamente relacionado con la frecuencia de la radiación electromagnética que causa la transición.
Para un cierto proceso de excitación, una molécula absorbe solo una pequeña cantidad de energía, es decir, absorbe radiación de una sola frecuencia. Si esta fuera el caso con todas las moléculas de una sustancia, se observaría una serie de líneas de absorción. Sin embargo, un grupo de moléculas existen en estados vibracionales y rotacionales diferentes y cada estado difiere del otro en la cantidad de energía relativamente pequeña. Así, un grupo de moléculas absorbe energía en una región restringida y da origen a una banda de absorción o pico.
III.- PARTE EXPERIMENTAL:ANALISIS ESPECTRAL CUALITATIVO (coloración a la llama)
MATERIALES: REACTIVOS:- mechero de Bunsen - cloruro de estroncio- anza de nicrón - cloruro de calcio
- sulfato de cobre- óxido cuproso- cloruro de potasio- cloruro de bario- cloruro de litio- cloruro de sodio- ácido clorhídrico concentrado
IV.- TECNOLOGIA:a) Encienda el mechero Bunsen, regule y genere una llama no luminosa.b) Coloque el extremo argollado del alambre de nicrón del anza en la parte más
caliente de la llama (zona de mayor temperatura o cono extremo). Si se observa una coloración amarilla, limpiar el anza introduciendo en el ácido clorhídrico y repetir el calentamiento hasta la desaparición de dicha coloración. Realizar esta operación tantas veces como crea necesaria.
c) Una vez limpio el alambre, introduzca nuevamente en el ácido clorhídrico y luego en la sustancia que le ha entregado el profesor.
d) Tome la muestra en la argolla del alambre de nicrón y colocar a la zona de la llama indicado anteriormente, 0observe el color que más predomina y anote el resultado.
e) Limpie el alambre según (b) y repita el mismo procedimiento con las otras sustancias.
f) De acuerdo a los resultados obtenidos. Identifique a cada una de las sustancias.
EJERCICIOESTRUCTURA ATOMICA.- ESTUDIO CUALITATIVO DEL ESPECTRO DE EMISION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS (COLORACION A LA LLAMA)
I.- esquematice cada una de los experimentos realizados en la práctica.
II.- responda las siguientes preguntas:1. ¿en que zona de la llama realizo el experimento? ¿por qué?
2. ¿Qué coloración observo en cada uno de los compuestos, al someterlos en la zona de la llama indicada del mechero de Bunsen?
3. ¿a que se debe la producción de sensación de diversos colores, emitidos por estos compuestos?
4. ¿Qué diferencia existe entre Espectro de Absorción y Espectro de Emisión?
5. ¿Qué diferencia existe entre espectro continuo y espectro discontinuo?
ENLACE QUIMICOI.- OBJETIVO:
estudiar el enlace químico que existe entre dos átomos, ya sea este iónico, covalente o el intermedio.
Demostrar que el enlace iónico del OH- en los dióxidos da propiedades distintas al OH unido por enlaces covalentes en alcoholes
Conocer diferencias de propiedades de sustancias debido a su tipo de enlace químico
II.- FUNDAMENTO TEORICO: Un enlace químico es la fuerza existente ente dos átomos, cualquiera que sea su
naturaleza. Por el estudio de la estructura electrónica de los átomos y de sus orbitales se explica el comportamiento de los átomos para formar enlaces moleculares.
Para que se forme un enlace químico entre dos átomos debe haber una disminución neta en energía potencial del sistema, es decir los iones o moléculas producidas por las distribuciones electrónicas deben estar en un estado energético más bajo que el de los átomos.
Los átomos de los elementos químicos tienen diferentes estructuras electrónicas, por lo tanto, presentan una variedad de uniones químicas.
TIPOS DE ENLACES INTERATÓMICOS:Enlace metálico: es un tipo de enlace, sostenida por dos modelos. El gas
electrónico, donde los electrones de valencia se desprenden de sus átomos y quedan libres para moverse y desplazarse por toda la red cristalina, en forma caótica o al azar formando un mar de electrones que envuelve a los cationes metálicos.
Enlace iónico o electrovalente: se produce por la transferencia completa de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, producidos por la diferencia de electronegatividades. El átomo que ha perdido uno o más electrones de valencia posee una carga positiva (ión positivo o catión), y el átomo que gana uno o más electrones posee una carga negativa (ión negativo o anión).los iones son los electrolitos y son capaces de conducir la electricidad, solubles en agua y entre sí (NaCl).
Enlace covalente: se produce por el compartimiento de dos o más electrones entre átomos, debido a la poca o ninguna diferencia de electronegatividades. En los enlaces covalentes se considera que la valencia de un átomo es igual al número de pares electrónicos que el comparte. (H2). La mayoría de los compuestos orgánicos son de carácter covalente, insoluble en agua, pero lo son entre si.
El enlace covalente puede ser de la siguiente manera: Covalente normal: en este tipo cada átomo reparte un electrón para formar el
par electrónico enlazante, por lo tanto se efectúa en orbitales desapareados. Ej: H2, NH3
Covalente coordinado o dativo: consiste en que el par electrónico enlazante es apartado por un solo átomo. Ej. Ión NH4
+, ozono (O3), SO2
Covalente simple: consiste en un par electrónico enlazante entre dos átomos. Ej. Cl2
Covalente polar: surge entre dos átomos de elementos diferentes, donde la compartición del par electrónico enlazante es igual, esto es debido a que uno de los átomos es más electronegativo que el otro. Ej. HCl, HI, H2O
Covalente apolar: consiste en la compartición equitativa de los electrones enlazantes entre dos átomos, se presenta cuando se une átomos idénticos o átomos de igual electronegatividad. Ej. H2, PH3
Enlace múltiple: consiste en dos o más pares electrónicos enlazantes entre dos átomos. Ej. O2, N3, C2H4 (etileno)
TIPOS DE ENLACES INTERMOLECULARES:Dipolo-dipolo: fuerza de atracción eléctrica entre polos opuestos de moléculas
polares. En los enlaces D-D requieren menor energía para disociarse que el caso de los iónicos y esta característica hace que las sustancias que presentan enlace D-D son más volátiles como por ejemplo la acetona.
Puente de hidrógeno: fuerza eléctrica de atracción entre un par electrónico solitario de un átomo: F, O, N, y el núcleo de un átomo de H libre de electrones, por lo tanto es una fuerza muy intensa, por lo tanto el puente de hidrógeno es el enlace intermolecular más fuerte.
London: fuerza de atracción eléctrica muy débil entre dipolos no permanentes, es decir, entre un dipolo instantáneo y otro dipolo inducido la fuerza de london están presentes en todo tipo de moléculas, cuando las sustancias se encuentran en estado sólido y líquido. En moléculas apolares, las fuerzas de london son las únicas atracciones intermoleculares que existe, debido a esto se pueden explicar las licuaciones de las sustancias gaseosas (CH4, CO2, SO2, O2, N2, H2) a temperaturas muy bajas y presiones muy altas, ya que estas condiciones surgen las fuerzas de london
III.- PARTE EXPERIMENTALMATERIALES REACTIVOS
Tubos de ensayo NaOH(ac)
Gradilla KOH(ac)
Vaso de precipitado CH3OH(ac) (metanol) Sistema eléctrico NaCl Espátula CaCl2(ac)
Parafina CHCl3(ac)(cloroformo). Piceta AlCl3(ac)
Azúcar CuSO4
Termómetro papel de tornasol Agua destilada fenolftaleina pipeta AgNO3(ac)
alcohol
IV.- TECNOLOGIA:Experimento #1: enlace iónico y enlace covalente
En tres tubos de prueba colocar 1ml de solución: al primero NaOH(ac), al segundo KOH(ac) y al tercero CH3OH(ac) (metanol). Después humedecer con estas soluciones tiras de papel tornasol, reporte lo observado.
A los tres tubos anteriores agregar 2gotas de fenolftaleina, observar En un vaso de precipitado vierta 10ml de alcohol metílico e introducir los
terminales de un sistema eléctrico, observa la conducción de electricidad.
En otro vaso colocar 10ml de agua destilada, colocar los terminales del sistema eléctrico, luego agregar lentejas de hidróxido de sodio NaOH, reporte lo observado.
Tarea:1.- realiza la misma experiencia con Mg(OH)2(ac) y el alcohol etílico, apunta tus conclusiones2.- diga que clase de enlace químico tiene el anhídrido sulfúrico (SO3) y el sulfito de sodio (2Na+ + SO3
2), pronostique si el conjunto de átomos SO3 para ambos casos manifiestan las mismas propiedades3.- los compuestos inorgánicos poseen enlaces iónico y los orgánicos poseen enlaces covalentes, explique si sus propiedades serán diferentes ¿Por qué?
Experimento #2: enlaces químicos determinan propiedades de las sustancias: Colocar en los tubos de prueba de la siguiente manera: al primero 1ml de NaCl
(ac), al segundo 1ml de CaCl2(ac), al tercero 1ml de AlCl3(ac) y al cuarto 1ml de CHCl3(ac)(cloroformo).
Luego agregar a cada uno de los tubos de ensayo 2-3 gotas de nitrato de plata AgNO3(ac), agitarlos y reporte sus observaciones.
Experimento #3: comportamiento de algunas sustancias con respecto a la temperatura.a) Colocar en cada tubo de ensayo las sustancias (NaCl, CuSO4, Parafina, Alcohol,
Azúcar) y calienta durante unos minutos. Observa que sustancias se funden y cuales no.
b) En tubos de ensayo independientes coloca 2ml de solución acuosa de NaCl y CuSO4 y en otro tubo de ensayo coloca 2ml de alcohol calienta hasta que hierva y mida sus temperaturas
Experimento #4: solubilidad y tipo de enlace: En un tubo de ensayo colocar algunos cristales de la sustancia “A” y agregar 1ml
de sustancia “B” tal como se muestra en el cuadro, luego agitar fuertemente y reportar sus observaciones.
Sustancia A Solución B Sustancia A Solución BNaCl (s)
CuSO4(s)
NaOH(s)
Azúcar(s)
HCl(l)
Etanol(l)
butanol(l)
AguaAguaAguaAguaAguaAguaagua
CH3COOH(l)
CCl4(l)
Ciclohexano(l)
Éter etílico(l)
Aceite(l)
Ciclohexano(l)
aceite(l)
AguaAguaAguaAguaNaCl(s)
CCl4(l)
butanol(l)
EJERCICIOENLACE QUIMICO
I.- esquematice cada una de los experimentos realizados:
II.- responda las siguientes preguntas:Experimento #1: enlace iónico y enlace covalente1.- ¿Qué paso con el tercer tubo al aplicar el papel de tornasol y la fenolftaleina? ¿Por qué? ¿Cuáles son los colores en los dos tubos restantes con el tornasol y la fenolftaleina?
2.- ¿con el alcohol metílico hubo conducción de electricidad? ¿Por qué?
3.- ¿Qué paso con el NaOH hubo conducción de electricidad? ¿Por qué?
Experimento #2: enlaces químicos determinan propiedades de las sustancias:1.- los iones cloruros son los que reaccionan con el nitrato para formar precipitados. ¿Cuál será los productos formados, completa las reacciones y comente tu conclusión al respecto de los tres tubos de ensayo y la diferencia existente con el cuarto tubo de ensayo?
Na+Cl- + Ag+ NO3- …….. +
Ca+2Cl-2 + Ag+ NO3
- …….. +Al+3 Cl-
3 + Ag+ NO3- …….. +
C+2H+Cl-3 + Ag+ NO3
- ……..
Experimento #3: comportamiento de algunas sustancias con respecto a la temperatura.a) que sustancias necesitan más calor para fundirse y por que.
b) Que sustancias hierven a mayor temperatura y que te indica esto.
c) Indica que sustancias son iónicas
Experimento #4: solubilidad y tipo de enlace:1.- completa el cuadro:
Sustancia A Solución B Solubilidad Tipo de enlaceNaCl (s)
CuSO4(s)
NaOH(s)
Azúcar(s)
HCl(l)
Etanol(l)
butanol(l)
CH3COOH(l)
CCl4(l)
Ciclohexano(l)
Éter etílico(l)
Aceite(l)
Ciclohexano(l)
aceite(l)
AguaAguaAguaAguaAguaAguaAguaAguaAguaAguaAguaNaCl(s)
CCl4(l)
butanol(l)
REACCIONES DE LOS IONES METÁLICOS
I.- FUNDAMENTO TEORICO:Los elementos metálicos como el cobre, el hierro, el zinc, el aluminio, etc., son
muy comunes por la amplia gama de aplicaciones que tienen. Sin embargo, los elementos metálicos rara vez se les encuentra puros en la naturaleza. Por el contrario, los metales siempre están combinados con otros elementos formando minerales. La corteza terrestre es el sitio natural donde se encuentran estos minerales. La tabla siguiente se muestra la abundancia promedio de algunos metales en la corteza terrestre y los minerales en los cuales se encuentran.
A pesar de que todos estos minerales contienen iones metálicos, las rocas obviamente no son muy solubles en agua. Para extraer los elementos metálicos es necesario disolver su mineral e identificarlos. En esta práctica conocerás algunas técnicas para la identificación de iones metálicos.
A partir de las reacciones que harás en este experimento podrás desarrollar un sistema para identificar iones metálicos, basado en tus observaciones sobre el color la solución que contiene los iones, así como también en la formación de precipitados y disolución de los mismos.
En esta actividad experimental trabajarás con 8 cationes metálicos (iones positivos), 5 aniones (iones negativos) y con amoniaco en solución acuosa.
Iones metálicos Aniones1. Pb2+ 1. SO2-
2. Cu2+ 2. S2-
3. Fe3+ 3. I-
4. Co2+ 4. SCN-
5. Zn2+ 5. OH-
6. Mg2+
7. Ba2+ NH3 en solución acuosa8. K+
1. ColorMuchos de los cationes de los metales de transición tienen un color característico al estar en solución. El color depende de la molécula o ión específico con el cual el ión metálico se combina para formar iones complejos. Aquí tienes varios ejemplos:
[Cu(H2O)4]2+ Azul claro [Fe(H2O)6]3+ Amarillo[Cu(NH3)4]2+ Azul oscuro-violeta [Fe(OH)(H2O)5]3+ Amarillo[CuCl4]2- Verde [Fe(SCH)]2+ Rojo[Co(H2O)6]2+ Rosa [Co(NH3)6]2+ Marrón naranja
2. Formación de PrecipitadosMuchas reacciones involucran combinaciones iónicas simples para formar compuestos insolubles en agua, los cuales precipitan. Por ejemplo, si se mezclan una solución de nitrato de plata, AgNO3, con una solución de cromato de potasio, K2CrO4, se forma cromato de plata, Ag2CrO4, el cual precipita en la solución. La ecuación molecular de este proceso es: 2 AgNO3(ac) + K2CrO4(ac) ……..Ag2CrO4(s) + 2 KNO3(ac)
El AgNO3, el K2CrO4 y el KNO3 son compuestos iónicos solubles, los cuales se encuentran disociados en la solución. La ecuación iónica total de este proceso es
2Ag+(ac) + 2NO3-(ac) + 2K+(ac) + CrO42-(ac) …….. Ag2CrO4(s) + 2K+(ac) + 2NO3
-(ac)
Los iones K+ y NO3- se les conoce como iones espectador, porque aparecen en forma
idéntica y con los mismos coeficientes en ambos lado de la ecuación iónica total.
Cancelando los iones espectador en ambos lados de la ecuación obtenemos la ecuación iónica neta2 Ag+(ac) + CrO42-(ac) ……….Ag2CrO4(s)Los hidróxidos anfotéricos son hidróxidos que reaccionan tanto con ácidos como con bases.Estos compuestos se disuelven tanto en soluciones ácidas como en soluciones alcalinas. Un ejemplo de hidróxidos anfotéricos es el hidróxido de aluminio Al(OH)3:Al(OH)3(s) + 3 H+(ac) ……….. Al3+(ac) + 3 H2O(l)Al(OH)3(s) + OH-(ac) ………..[Al(OH)4]-(ac)
II.- Objetivosa) Observar la reacción de diferentes iones metálicos con algunos aniones.b) Poner en práctica las reglas de solubilidad de compuestos iónicos.
III.- Material y reactivos- 8 tubos de ensaye.- Rejilla porta tubos.- Agua destilada.- Soluciones 0.1M de Pb(NO3)2, Cu(NO3)2, Fe(NO3)3, Co(NO3)2, Zn(NO3)2, Mg(NO3)2,Ba(NO3)2 y KNO3.- Solución 2M de (NH4)2SO4.- Solución 1M de (NH4)2S.- Solución 2 M de NaI o KI.- Solución 2M de NH4SCN.- Solución 4M de NaOH.- Solución concentrada de NH3.
IV.- PARTE EXPERIMENTALA. Reacciones de iones metálicos con ión hidroxilo.1. Coloca 8 tubos de ensaye en la rejilla porta tubos. Rotula tus tubos del 1 al 8.2. Coloca 5 ml de agua destilada en cada tubo.3. Coloca 1 ml de una misma solución de cationes, en cada tubo. Esto es, en el tubo 1 coloca 1 ml de solución 0.1M de Pb(NO3)2; en el tubo 2 coloca 1 ml de solución 0.1M de Cu(NO3)2, etc. Rotula en cada tubo el símbolo del catión que colocaste.4. Con precaución, coloca 0.2 ml de solución 4M de hidróxido de sodio en cada tubo.5. Agita bien cada uno de los tubos.6. Reporta tus observaciones en la tabla 1. Observa con cuidado porque algunos hidróxidos insolubles son casi incoloros.7. Deja que se asiente el precipitado. Con cuidado, quita de cada tubo la mayor parte del líquido que te sea posible, manteniendo el precipitado en el tubo. Puedes extraer el líquido con un gotero o una jeringa. Deshazte del líquido y enjuaga el instrumento muy bien antes de usarlo en el siguiente tubo.8. Con precaución, coloca 1 ml de solución 4M de hidróxido de sodio en cada tubo.9. Agita bien cada uno de los tubos.10. Reporta tus observaciones en la tabla [email protected] 46
11. Pregunta al profesor de laboratorio sobre el lugar donde debes poner las sustancias de esta práctica y lava muy bien los tubos de ensaye.
B. Reacciones de iones metálicos con amoniaco en solución acuosa.1. Repite los pasos del 1 al 3 de la sección A y coloca tus tubos en una gradilla de madera.2. A partir de este momento deberás trabajar en la campana de extracción.3. Con precaución, coloca 0.2 ml de solución de amoniaco en cada tubo.4. Agita bien cada uno de los tubos.5. Observa con cuidado los precipitados que se forman.6. Reporta tus observaciones en la tabla 1.7. Deja reposar los tubos en la campana para que el precipitado sedimente. Una vez que el precipitado se haya asentado, remueve el líquido de la solución.8. Con precaución, coloca 0.7 ml de solución de amoniaco en cada tubo que contiene el precipitado.9. Agita bien cada uno de los tubos.10. Reporta tus observaciones en la tabla 1.
C. Reacciones de iones metálicos con iones sulfato.1. Repite los pasos del 1 al 3 de la sección A.2. Adiciona 1 ml de solución 2M de sulfato de amonio en cada uno de los 8 tubos de ensaye del paso anterior.3. Agita cada uno de los tubos. Observa cualquier evidencia que te indique que está ocurriendo la reacción (formación de sólidos, cambio de color en la solución, cambio en la temperatura, etc.).4. Reporta tus observaciones, junto con la fórmula de los sulfatos insolubles, en la tabla 1.5. Pregunta al profesor de laboratorio sobre el lugar donde debes poner las sustancias de esta práctica y lava muy bien los tubos de ensaye.
D. Reacciones de iones metálicos con iones yoduro.1. Repite los pasos del 1 al 3 de la sección A.2. Coloca 1 ml de solución 2M de yoduro de sodio o potasio en cada tubo.3. Reporta tus observaciones en la tabla 1.4. Pregunta al profesor de laboratorio sobre el lugar donde debes poner las sustancias de esta práctica y lava muy bien los tubos de ensaye.
E. Reacciones de iones metálicos con iones tiocianato.1. Repite los pasos del 1 al 3 de la sección A.2. Coloca 1 ml de solución 2M de tiocianato de amonio en cada tubo.3. Agita cada uno de los tubos. Observa cualquier evidencia que te indique que está ocurriendo la reacción (formación de sólidos, cambio de color en la solución, cambio en la temperatura, etc.). Los iones Fe3+ reaccionan con SCN- para formar [Fe(SCN)]2+, que es de color rojo intenso.4. Reporta tus observaciones en la tabla 1.5. Pregunta al profesor de laboratorio sobre el lugar donde debes poner las sustancias de esta práctica y lava muy bien los tubos de ensaye.
F. Reacciones de iones metálicos con iones sulfuro.1. Repite los pasos del 1 al 3 de la sección A.
2. A partir de este momento deberás trabajar en la campana de extracción.3. Coloca 1 ml de solución 1M de sulfuro de amonio en cada tubo.4. Agita cada uno de los tubos. Observa cualquier evidencia que te indique que la reacción se está llevando a cabo (formación de sólidos, cambio de color en la solución, cambio en la temperatura, etc.).5. Reporta tus observaciones en la tabla 1.6. Pregunta al profesor de laboratorio sobre el lugar donde debes poner las sustancias de esta práctica y lava muy bien los tubos de ensaye.
Ejercicios previos1. Describe tres observaciones que indiquen que una reacción se está llevando a cabo.
2. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos:a. __________ hidróxido de zincb. __________ óxido de manganeso (IV)c. __________ sulfato de aluminiod. __________ yoduro de mercurio (I)e. __________ nitrito de bismuto (II)f. __________ tiosulfato de amonio
3. Escribe el nombre de los siguientes compuestos y de los iones que los forman.a. AgNO3 ______________________________b. K2CrO4 ______________________________c. Co(OH)2 ______________________________
Investigación previa1. Investiga las reglas que permiten predecir cuándo un compuesto iónico es soluble en agua. A partir de estas reglas, indica si los siguientes compuestos son solubles (S) o insolubles (I) en agua:a. _____ K2CrO4
b. _____ Mg(OH)2
c. _____ Ag2CO3
d. _____ NiSO4
e. _____ ZnI2
f. _____ As2S3
g. _____ Fe(NO3)2
h. _____ NH4ClO3
i. _____ CuCl2
2. ¿Qué es un ión complejo?, ¿Cuál es la estructura característica de un ión complejo?
Hoja de resultadosINSTRUCCIONES: En la celda grande anota tus observaciones; por ejemplo: se forma un precipitado blanco, la solución se tornó color rojo, no hay cambios, etc. Cuando observes la formación de un precipitado, escribe la fórmula de éste en las celdas pequeñas bajo cada catió[email protected] 48
Reactivoadicionado Pb2+ Cu2+ Fe3+ Co2+ Zn2+ Mg2+ Ba2+ K+
(NH4)2SO4
(NH4)2S
NaI
NH4SCN
NaOH(0.2 mL)
NaOH(1 mL )
NH3(ac)(0.2 mL)
NH3(ac)(1 mL)
TABLA 1. CATIONES
TABLA PERIODICA:
I.- OBJETIVOS: Demostrar experimentalmente, que los elementos ubicados en el mismo grupo
de la tabla periódica tienen propiedades similares Confirmar la similitud de propiedades de los elementos y de sus compuestos
ubicados en el mismo grupo de la tabla periódica Entender que los elementos de igual grupo de la tabla periódica dan compuestos
de propiedades semejantes
II.- FUNDAMENTO TEORICO:Todos los átomos (elementos) de la tabla periódica están descritos por su estructura electrónica de acuerdo a la teoría cuántica moderna; el segundo número cuántico (l), que expresa la forma del orbital y cuyos valores corrientes son: 0, 1, 2 y 3 o también representados por s, p, d, f respectivamente, da una pauta inmediata del sector de la tabla periódica al que pertenecen un grupo de los elementos que tienen este segundo numero cuántico igual. Así si el último electrón de un determinado elemento esta ubicado en el orbital “s” pertenece al grupo de los METALES. Si lo es en un orbital “p” pertenece a los NO METALES. El orbital “d” distingue a los METALES DE TRANSICION. Finalmente los elementos cuyo último electrón está en el orbital “f” corresponden a las TIERRAS RARAS.
Por otro lado, el último electrón de un átomo, como todo electrón, para su total descripción requiere de todos los (4) números cuánticos. El 3 y 4º número cuántico, esto es, la orientación del orbital (m) y spin del electrón (s), tienen más importancia que el 1º número cuántico (n). Es pues de sumo interés para el estudiante de química saber que todos los elementos que tiene su último electrón con los tres números cuánticos iguales, gozan de propiedades físicas y químicas parecidas. Esto es, pertenecen a una misma familia, solo se diferencian por el 1º número cuántico y su tamaño. Así por ejemplo, si el último electrón de un átomo tiene.
l=1, m= 0, s= -1/2Su ubicación será. El elemento es pues un p5 (considerando todos los electrones
de valencia s2p5) que pertenecen a la familia de los halógenos. Podemos concluir entonces que: “toda propiedad física y química asociada a su estructura externa o electrónica de los átomos, muestra periodicidad que son funciones del numero atómico”
III.- PARTE EXPERIMENTAL:MATERIALES REACTIVOS
Tubos de prueba hipoclorito de sodio NaClO (ac)
Vasos de precipitado HCl(cc)
Gradilla NaBr(ac)
Pisceta H2O2(ac)
Espátula H2SO4 concentradoKMnO4 al 0,1%Tetracloruro de carbono CCl4
KCl, KI, KBrCloroformoSolución de lugolNa2CO3(ac)
MgSO4(ac)
Ácido nítrico CaCl2(ac)
Zinc metálico Sr(NO3)2(ac)
Sulfato de zinc BaCl2(ac)
Hidróxido de amonio NaCl(ac)
Cloruro férrico AgNO3(ac)
Fosfato de sodio NaI(ac)
Sulfato de aluminio KOHFenolftaleinaNaOHAgua destilada
IV.- TECNOLOGIAExperimento #1: semejanza de propiedades del grupo VIIA halógenos:
En tubo de prueba vierte 2ml de hipoclorito de sodio NaClO (ac) y 1ml de HCl(cc) , después algunas gotas de cloroformo, agitarlo, observa coloración
El un tubo de prueba colocar 2ml de NaBr(ac) , y 1ml de H2O2(ac) y 1ml de HCl(cc), luego gotas de cloroformo, agitarlo, observa coloración
En un tubo de prueba colocar 4 gotas de yodo (solución de lugol), adicionarle agua 2ml y finalmente colocar cloroformo, agitarlo, observar coloración.
Tome 3 tubos de ensayo, enumeremos y agregueles a cada uno 2ml de solución al 1% (1g de sal en 100ml de agua destilada) de KCl, KI, KBr
Agregue a cada tubo 2 gotas de H2SO4 1:1 (5ml de H2SO4 concentrado en 5ml de agua destilada) y agite
Agregue a cada tubo 1 ó 2 gotas de solución de KMnO4 al 0,1% (0,1 g en 100ml de agua destilada) y agite
Luego agregue a cada tubo 1ml de tetracloruro de carbono CCl4, agite, deje reposar y observe.
Experimento #2: semejanza de los compuestos del grupo IIA alcalinos-térreos Al primer tubo de ensayo colocar 2ml de sulfato de magnesio (MgSO4(ac)), luego
adiciona 1ml de carbonato de sodio (Na2CO3(ac)), observa Al segundo tubo de ensayo colocar 2ml de cloruro de calcio (CaCl2(ac)), luego
adicionar 1ml de carbonato de sodio (Na2CO3(ac)),, observar Al tercer tubo de ensayo colocar 2ml de nitrato de estroncio (Sr(NO3)2(ac)) y
después 1ml de carbonato de sodio (Na2CO3(ac)), observar Al cuarto tubo de ensayo colocar 2ml de cloruro de bario (BaCl2(ac)), luego
añadir 1ml de carbonato de sodio (Na2CO3(ac)),, observar
Experimento #3: similitud de propiedades químicas de los compuestos de elementos del grupo VIIA
En un tubo de prueba vierta 2ml de cloruro de sodio NaCl(ac), luego agrega gotas de nitrato de plata AgNO3(ac), observa
En un tubo de prueba colocar 2ml de bromuro de sodio NaBr (ac), agregar 0.5ml de nitrato de plata AgNO3(ac), observar
En un tubo de prueba colocar 2ml de yoduro de sodio NaI(ac), luego adicionar 0,5ml de nitrato de plata AgNO3(ac), observa
Experimento #4: familia de los alcalinos IA: Tome 3 lentejas de KOH con ayuda de una espátula y disuelva en 15 ml de agua
destilada, agite y observe, tome la temperatura Agregue 1 gota de fenolftaleina Tome 3 lentejas de NaOH con la ayuda de una espátula y disuelva en 15 ml de
agua destilada, agite, observe, tome la temperatura Agregue 1 gota de fenolftaleina
Experimento #5: elementos anfóteros: En un tubo de ensayo colocar 2ml de solución de sulfato de aluminio al 0.1M y
agregar 4-5 gotas de solución de hidróxido de sodio. Dividir el contenido en dos tubos de la misma cantidad Al primer tubo agregar en exceso solución de hidróxido de sodio hasta
disolución del precipitado Al segundo tubo añadir solución de ácido clorhídrico hasta disolución del
precipitado En otro tubo limpio colocar 1ml de solución de sulfato de aluminio, luego
agregar 1ml de solución de fosfato de sodio, observa el precipitado gelatinoso.
Experimento #6: metales de transición: En dos tubos de prueba colocar 1ml de ácido nítrico diluido, llevar a una
campana de gas y agregar al primero un trocito de zinc metálico y al segundo0,1g de hierro metálico, reporta sus observaciones.
Repetir el experimento anterior, pero esta vez reemplazando el ácido nítrico por ácido clorhídrico diluido.
En un tubo de prueba colocar 1ml de solución de sulfato de zinc y añadir 1ml de solución de hidróxido de sodio, observa.
En un tubo de prueba colocar 1ml de solución de cloruro férrico , luego añadir 1ml de solución de NaOH(ac) ó hidróxido de amonio, observa
En un tubo de ensayo colocar 1ml de solución de cloruro férrico, luego agregar 1ml de solución de fosfato de sodio, anote tus observaciones.
EJERCICIOTABLA PERIDICA
I.- esquematice cada una de los experimentos:
II.- resuelva las siguientes preguntas:Experimento #1: semejanza de propiedades del grupo VIIA halógenos:
Con el hipoclorito de sodio toma el color: ………………………………………. Con el bromuro de sodio toma color: …………………………………………… Con el yodo toma color: ………………………………………………………… ¿Qué función cumple el cloroformo? ¿Cuál será tu conclusión final al respecto
del grupo VIIA?
¿Cómo identifica la presencia de un halógeno?
¿Qué producto se forma cuando reacciona con el H2SO4?
¿Qué producto se forma al reaccionar con el KMnO4?
¿Qué color es origina la presencia de los halógenos con el tetracloruro de carbono?
Experimento #2: semejanza de los compuestos del grupo IIA alcalinos-térreos en los 4 tubos de ensayo se observa …………………… de color: ……………. Escriba las ecuaciones químicas en cada uno de los tubos de ensayo, resaltando
los productos con sus nombres.
¿Cuál será tu conclusión al respecto de las propiedades del grupo IIA?
Experimento #3: similitud de propiedades químicas de los compuestos de elementos del grupo VIIA
¿formular las ecuaciones químicas según las experiencias en cada tubo de ensayo, resaltando cada uno de los productos con sus respectivas coloraciones del precipitado?
¿Cuál seria tu conclusión al respecto a las propiedades del grupo VIIA?
Experimento #4: familia de los alcalinos IA:
1.- ¿Cuál de las sustancias alcalinas mostró mayor reactividad?
2.- ¿notó alguna variación en la temperatura de disolución del KOH y NaOH?
3.- ¿Cuál fue el resultado con la fenolftaleina?
Experimento #5: elementos anfóteros:1.- ¿Cuál es la diferencia con los reactivos de NaOH, HCl y fosfato de sodio? ¿Escriba las ecuaciones respectivas?
Experimento #6: metales de transición:1.- ¿Cuál es el resultado con el zinc y el hiero?
2.- ¿Cuáles son las reacciones con el sulfato de zinc y la solución de cloruro férrico?
SOLUCIONES: CLASIFICACION POR SU CONCENTRACIÓN, UNIDADES DE CONCENTRACION, DILUCIÓN.
I.- OBJETIVOS: Determinar la cantidad de soluto y solvente a emplearse en la preparación de
soluciones. Preparar soluciones de diferentes concentraciones tanto por ciento en peso y en
volumen, molaridad, molalidad, normalidad y partes por millón.
II.- FUNDAMENTO TEORICO:Las soluciones están formadas por: soluto y solvente.
CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES: Por su Concentración: la concentración presenta la cantidad de soluto por una
porción definida de solvente o de solución. Solución Diluida: es aquella que contiene solamente una pequeña
cantidad de soluto en gran cantidad de disolvente. Solución Concentrada: es aquella que contiene una gran proporción de
soluto. Solución Saturada: es cuando a una temperatura dada, una solución
contiene tanto soluto como pueda disolver, es decir que, al aumentar la proporción de soluto se tiene soluciones cada vez más concentradas, hasta que llega a un punto en el cual no se disuelve más soluto, habiéndose agitado continuamente durante la adición del soluto. Ejemplo: la solubilidad del BaCl2.2H2O a 20ºC y 1 atm. Es de 35,70 g/100g de agua.
Solución Sobresaturada: es cuando una solución contiene mayor cantidad de soluto disuelto, después de calentarla hasta cerca del punto de ebullición del agua, a la que normalmente le corresponde a una solución saturada. Cuando la solución sobresaturada se enfría no se debe agitar para evitar la precipitación del soluto.
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN: UNIDADES FISICAS
Gramos de soluto por volumen de solución Gramos de soluto por 100gramos de solvente Gramos de soluto por 100 gramos de solución Mililitros de soluto por 100 mililitros de solución Miligramos de soluto en un kilogramo de solución
Descripciones de algunas composiciones:1. Tanto por ciento en volumen: se obtiene dividiendo el volumen del
componente puro o soluto entre el volumen total del sistema y multiplicado por 100.
% en volumen de A = (VA / V) X100Donde: VA = volumen del componente puro A
V = volumen total del sistema
2. Tanto por ciento en peso: el porcentaje en peso de cada componente, se obtiene dividiendo su peso respectivo por el peso total del sistema y multiplicado por 100.
% en peso de A = (WA / W) X100
Donde: WA = peso del componente de A W = peso total del sistema
Se emplea comúnmente para sistemas sólidos y también para sistemas líquidos. La ventaja de expresar en esta unidad es que los valores de la composición no cambian aunque varía la temperatura del sistema (cuando no hay pérdida de materia, ni transformación). Ejemplo: una solución acuosa de KOH al 10% en peso contiene 10 gramos de KOH en 100 gramos de solución, o sea 10 gramos de KOH de mezcla con 90 gramos de agua para formar 100 gramos de solución.
3. Parte por millón: es la expresión de las partes de un componente que existe en un millón de partes del entero. Con frecuencia, se sitúa en una base de masa. Puesto que se tiene un millón de miligramos en un kilogramo, las partes por millón de un componente de una mezcla se pueden expresar como el número de miligramos en un kilogramo del entero. Por ejemplo, se encuentra que una mezcla de pescado contiene 5mg de mercurio en un kilogramo de pescado.
5mg / 1Kg = 5ppm
UNIDADES QUIMICAS :1. Molaridad (M): es el número de moles de soluto contenido en 1litro de
volumen. La molaridad de un componente A (soluto), se representa por MA
MA = # de moles de soluto A / 1litro de solución MA = nA / V nA = WA / PM
Donde: nA = # de moles de soluto A WA = masa de soluto A PM = masa molecular del soluto A, en gramos/mol V = volumen de solución
Ejemplo: una solución 0,10 molar (0,10M) contiene 9,808 gramos de ácido sulfúrico puro (soluto A) por 1litro de solución, puesto que 98,08 g/mol-g. En cambio, una solución molar (1M) contiene 98,08 gramos de ácido sulfúrico por 1litro de solución2. Molalidad (m): es el número de moles de soluto por 1Kg (1000g) de
disolvente contenido en la solución. La molalidad de un soluto A disuelto en B es:
# de moles de soluto de A mA = 1Kg de disolvente B
nA = WA / PMA
Ejemplo: una solución constituida por 30g de3 carbonato de sodio puro y 1 250g de agua, deberá ser una solución 0,2264 molal, ya que:
n = WNa2CO3 / M Na2CO3
n = 30 / 106g/mol-gn = 0,2830mol/g
mNa2CO3 = 0,2830mol/g / 1,2250KgmNa2CO3 = 0,22264molal
3. Normalidad (N): se define como número de equivalente del soluto contenido en 1litro de solución. Para un soluto A disuelto en un volumen de solución:
# de equivalente de soluto A NA =
1litro de solución
NA = # de equivalente A / volumen
# de equivalente A = WA / peso equivalente A
El Peso Equivalente de una sustancia, es la masa en gramos de un equivalente (también significa “del mismo valor” o como nombre “la cantidad que es igual en valor”)Pesos Equivalentes de Ácidos y bases: un equivalente de un ácido es la cantidad que transfiere (cede) 1mol de H+ (1mol de protones)Análogamente, el peso equivalente de una base es el peso en gramos que acepta 1mol de H+. Ejemplo: el KOH puede reaccionar con el ácido fosfórico en cualquiera de sus 3 formas:
1er forma: H3PO4 + KOH …….. KH2PO4 + H2OEn la ecuación, un mol de H3PO4 transfiere un mol de H+ y el peso molecular es 98 g/mol, entonces el peso equivalente es: 98g/mol / 1equiv. /mol = 98g/equivalente.
2da forma: H3PO4 + 2KOH ……………… K2HPO4 + 2H2OEn la ecuación, un mol de H3PO4 transfiere 2 moles de H+, el peso equivalente es: 98g/mol / 2 equiv/mol = 49g/equivalente
un mol de H3PO4 transfiere 3 moles de H+, entonces: 98g/mol / 3equiv/mol = 32,67g/equivalente.
Por lo tanto, el peso equivalente para las reacciones de neutralización del compuesto dado es igual a su peso molecular dividido por el número de iónes H+ u OH- que reaccionan en cada molécula.
SOLUCIONES VALORADAS O STANDARD:Son soluciones de concentración conocida, en unidades de normalidad y se
emplea para encontrar la concentración de soluciones desconocidas.Diluciones de Soluciones: es la preparación de soluciones a partir de otras soluciones de mayor concentración (soluciones madres).
Cuando se diluye una solución conocida, el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la cantidad total del soluto disuelto es constante, por lo tanto, dos soluciones de concentraciones diferentes pero que contienen las mismas cantidades de soluto, estarán relacionados entre sí del modo siguiente:
Cantidad de soluto disuelto = cantidad de soluto disueltoV1 X C1 = V2 X C2
Donde: C = concentración del soluto: Normalidad, molaridad, porcentaje en peso V = volumen de la solución: litros o mililitros
Ejemplo: se trasvasa a un matraz aforado de 250ml, 30ml de NaOH 1,5N, luego se adiciona agua hasta la marca del aforado. Cual será la concentración de la nueva solución diluida.
Solución: V1 = 30ml V2 = 250ml C1 = 1,5N C2 =?
C2 = 30ml X 1,5N / 250ml = 0.14N
III.- PARTE EXPERIMENTAL:MATERIALES REACTIVOS
beakers de 250ml * NaCl fiola de 100ml * sacarosa balanza * sulfato de cobre espátula * alcohol etílico bagueta * agua destilada mortero / pilón *yoduro de potasio probeta * yodo metálico mechero bunsen * cloruro de litio termómetro * ácido acético luna de reloj crisol sistema puente eléctrico
IV.- TECNOLOGIA:Experimento #1: PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN SATURADA DE NaCl.
Pesar apróx. 7g de NaCl (soluto) Medir 15ml de agua destilada (solvente) con una pipeta y colocar en un vaso de
250ml Agregar poco a poco el soluto y disolver en el agua destilada, con agitación
continua con una bagueta hasta disolución completa En el momento, en que al agregar cristales ya no se disuelven, dejar de
adicionar, e habrá logrado preparar una solución saturada Medir la temperatura de la solución y anotar los datos Determinar la masa del resto de la sal no disuelta y por diferencia, calcular la
cantidad de soluto disuelto Guarda la solución para el siguiente experimento.
Experimento #2: PREPARACION DE UNA SOLUCIÓN SOBRESATURADA DE NaCl.
Obtenida la solución anterior y encontrada la cantidad de soluto disuelto, aumentar lentamente la temperatura de la solución
Enfriar lentamente con chorro de agua del caño hasta la temperatura inicial de saturación, procurando no mover el vaso.
Si no aparece cristales, se habrá obtenido una solución sobresaturada y acuosa de NaCl. En el caso de que cristalice secar la parte externa del vaso y calentar levemente hasta la desaparición de cristales, luego enfriar con mucho cuidado y sin mover bruscamente.
Experimento #3: PREPARACION DE UNA SOLUCION DE PORCENTAJE EN PESO DE NaCl.
Determinar la masa de un vaso limpio y seco Añadir 20ml de agua. pesar el conjunto y por diferencia calcular la masa del
solvente Pesar en una luna de reloj 5.5g de NaCl y colocar en el vaso con agua, disolver
agitando con una bagueta Presentar la solución al profesor para su verificación. Rotular la solución
Experimento #4: PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE PORCENTAJE EN VOLUMEN.
Pesar en una luna de reloj 2g de yoduro de potasio Tomar un peso de 1.5g de yodo En un vaso disolverlos en 50ml de alcohol, se completa con agua destilada a
100ml Calcular el % en volumen del yodo y el yoduro en la solución preparada Presentar la solución al profesor para su verificación y rotular la solución
Experimento #5: PREPARACION DE UNA SOLUCION MOLAR (M) DE SACAROSA (C12H22011)
Pesar exactamente 2.70g de sacarosa en una luna de reloj Colocar en un vaso que contiene 50ml de agua destilada y disolver por agitación
con una bagueta La solución obtenida trasvasas a una fiola limpia y seca de 100ml Enjuagar 2 ó 3 veces el vaso con pequeñas porciones de agua destilada y agregar
a la fiola. Completar con agua hasta el aforo. Homogenizar y presentar al profesor para su comprobación Calcular la molaridad de la solución preparada, rotular
Experimento #6: PREPARACION DE UNA SOLUCION NORMAL (N) DE CuSO4.5H2O
Pesar 0.6g de CuSO4.5H2O en una luna de reloj Colocar en un vaso que contiene 50ml de agua destilada, agitar con una bagueta Trasvasar la solución a una fiola de 100ml Enjuagar2 ó 3 veces con pequeñas cantidades de agua destilada y agregar cada
vez a la fiola, completar con agua destilada hasta el aforo Calcular la normalidad y presentar al profesor para su verificación
Experimento #7: PREPARACION DE UNA DILUCIÓN Medir 15ml de la solución anterior (solución madre) y viértala en la fiola de
100ml de capacidad Adicionar agua destilada hasta el aforo y homogenizar Calcular la concentración de la nueva solución y presentar el resultado al
profesor para su verificación
Experimento #8: SOLUCIÓN DE SUSTANCIAS IÓNICASA. En un crisol colocar cristales de cloruro de litio. Instale el puente eléctrico y
probar si este compuesto iónico sólido conduce electricidad. observa y anota lo que sucede:………………………………………………………………………..
B. Usando el mechero calentar el crisol hasta fundir el cloruro de litio, instale el puente eléctrico y verifique si el líquido fundido conduce la electricidad. Observa y anota lo sucedido:……………………………………………………..
C. Con el puente conectado, enfriar al crisol con el cloruro de litio fundido, hasta volver sólido, que experimenta anota tus observaciones:…………………………
D. Sin retirar los terminales del puente introducidos en el cloruro de litio sólido y frío, agregar agua destilada al crisol hasta casi llenarlo, observar, que sucede:......
Experimento #9: SOLUCION DE SUSTANCIAS MOLECULARESI. El soluto mantiene su condición molecular:
En un vaso vaciar agua destilada y en otro vaso alcohol etílico Probar con el puente eléctrico si conduce electricidad ambas muestras Hacer una mezcla con los líquidos y probar nuevamente con el puente Observa y anota tus conclusiones
II. El soluto pierde so condición molecular: Colocar en un vaso agua destilada y en otro vaso ácido acético puro Colocar a ambos vasos el sistema puente eléctrico y comprobar la
conducción de electricidad Añada el agua destilada al vaso de contiene el ácido acético puro e
instala el puente eléctrico Anota tus observaciones y conclusiones
EJERCICIOSOLUCIONES: CLASIFICACION POR SU CONCENTRACIÓN, UNIDADES DE CONCENTRACION Y DILUCIÓNI.- esquematice cada uno de tus experimentos:
II.- Responda las siguientes preguntas:1) ¿Cómo logro preparar una solución saturada?
2) ¿a que temperatura lo preparó?
3) ¿Cómo preparó una solución sobresaturada?
4) ¿qué hizo cuando aparecieron cristales de cloruro de sodio, después de enfriar lentamente la solución?
5) ¿cuál fue el porcentaje en peso de la solución de cloruro de sodio preparada en el laboratorio?
6) ¿qué molaridad halló en la solución de sacarosa?
7) ¿qué normalidad hallo en la solución de sulfato de cobre?
8) ¿Cuál es el peso equivalente del sulfato de cobre? ¿por qué?
POTENCIOMETRIA: ESCASA DE pH INDICADORES ACIDO BASICO, HIDRÓLISIS, SOLUCIONES REGULADORAS O BUFFERS.
I.- OBJETIVOS: Determinar la acidez o basicidad de una solución, mediante el uso de papeles
indicadores. Usar adecuadamente los reactivos indicadores, en función a su rango de viraje
que se detecta visualmente por el cambio de coloración, en la determinación de pH de una solución.
Comprobar el pH de una solución mediante la utilización del potenciómetro.
II.- FUNDAMENTO TEORICO:pH y pOHEl pH indica la expresión numérica simple de la acidez de una solución, definida
como EL LOGARITMO NEGATIVO DE LA CONCENTRACIÓN DEL ION HIDROGENO o el logaritmo reciproco de la concentración de ión hidrógeno. El pH se utiliza cuando se trata de pequeñas concentraciones, ya que es engorroso expresar la concentración de los iones H+ y OH- en Eq/L ó mol/L.
pH = -log(H+) …….. (1) o bien: pH = log 1 / (H+)pOH = -log (OH-) ………(2)
ESCALA DE pH y pOH.Mediante el pH se expresa las concentraciones del ión hidrógeno desde (H+) =
1M hasta lo que corresponde a una solución alcalina de (OH-) = 1M. Para lo cual se utiliza números racionales positivos de 0 a 14 y a la vez indica las concentraciones muy diluida si ésta es ácida, neutra o alcalina (básica).
pH = 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
ácida neutra alcalina
pOH = 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
alcalina neutra ácida
En resumen, si la disolución es:* Ácida: pH es menor que 7, (H+) es mayor que (OH-), (H+) es mayor que 10-7 M* Neutra: pH = 7, (OH-) = (H+) = 10-7 M* Básica: pH es mayor que 7, (OH-) es mayor que (H+), (H+) es menor que 10-7 M RELACIÓN DE pH Y pOH
La escala de pH ha sido elaborado considerando la ionización del agua pura a 25ºC y 1atm. De presión, además teniendo presente lo establecido en la definición de pH y pOH.
H2O + H2O H3O+ + OH-
Simplificando H2O H+ + OH-
De acuerdo a la ley de equilibrio químico:
K = (H+) (OH-)
(H2O)
K= constante de equilibrio para la reacción.Como la (H2O) (agua molecular) es mucho mayor que la del ion hidronio o hidroxilo, se puede considerar constante y puede combinarse con K para dar una nueva constante,
KW = K
KW =
Donde: KW = 1,0 X 10-14, llamado constante de disociación o producto iónico del agua.Entonces:
= 1,0 X 10-14
Aplicando “log” a ambos miembros:
Log ( ) = log (1,0 X 10-14 )
Log + log = log 1,0 + -14log 10
Log + log = 0 + -14 (1)
Log + log = -14
Multiplicando (-) a ambos miembros:-log (H+) -log(OH-) = 14
Sabemos que:pH = -log (H+) pOH = -log(OH-)
Entonces:pH y pOH = 14
Cabe señalar que el pH también se puede determinar con los potenciómetros o pHmetros.
CARACTERISTICAS DE LOS INDICADORES:Los indicadores ácido-base son colorantes orgánicos de colores intensos para ser
visualizados en disoluciones muy diluidas. Pueden existir en 2 ó más formas tautométricas, teniendo estructuras distintas y colores diferentes. En una u otra de estas formas, la molécula puede actuar como ácido débil o como base débil, teniendo las 2 formas ácido-base conjugadas colores diferentes.El indicador fenolftaleina tiene:
Para pH menor o igual que 8.3: color ácido – incoloro Para pH mayor o igual que 10: color alcalino – rojo
SOLUCIONES REGULADORAS:
H2O
OH-H+
H+ OH-
H+ OH-
H+
H+
H+ OH-
OH-
OH-
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Soluciones reguladoras o soluciones amortiguadoras o soluciones tampón o buffers. Una solución que contenga un ácido y su base conjugada, ambos moderadamente débiles, constituyen una solución reguladora, tiene la virtud de que la adición de ácidos o bases sólo causa variaciones muy pequeñas en el pH.
Las soluciones reguladoras o buffers contienen comúnmente una mezcla de ácido o una base débil y una de sus sales; es decir son cuna aplicación del efecto del ión común. Ejemplo una mezcla de ácido acético y acetato de sodio, hidróxido de amonio y cloruro de amonio.
El pH de agua pura o de una solución que no sea reguladora es muy sensible a la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases.
Si deseamos preparar una solución con pH 4,76 ésta puede prepararse disolviendo 1,75X10-5 moles de ácido clorhídrico en un litro de agua:
(H+) = 1,75 X 10-5M pH = 4,76Supongamos que por error, a la solución se le añade 0,1 mol de ácido clorhídrico:
(H+) = 0,1 + 1,75 X 10-5
(H+) = 0,1 mol/lt pH = 1,0El pH ha variado drásticamente en un 79%Sin embargo, cuando a una solución reguladora se le añade un ácido fuerte, éste reacciona con la base (A-) presente en la solución.
H3O+ + A- ------------------ HA + H2OLa solución contiene una reserva de base que consume el ácido agregado y una reserva de ácido para consumir base. De esta forma, una base fuerte reacciona con el ácido HA en solución:
OH- + HA ------------------ A- + H2O
En ambos casos, la relación ácido-base ha variado, por el efecto sobre el pH de la solución ha sido muy moderado.
Las soluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón encuentra una aplicación en el análisis cualitativo y cuantitativo para la separación de elementos, en los que es esencialmente mantener el control cuidadoso de la concentración de iones H+ u OH-
También es muy importante en el organismo humano, pues evitan que el valor de de la sangre y de otros fluidos varíe considerablemente. Además, en los laboratorios se emplean como: solventes de las vacunas, medios de mantenimiento y medios de recolección de los tejidos viables y muestras biológicas para diagnósticos.
Problemas de Aplicación: determinar el pH de las soluciones siguientes:a) HCl 0,15M b) HClO2 0,035M c) HClO 6,9 X 10-5MSolución:a) el ácido clorhídrico es un ácido fuerte, por lo tanto (H+) = 0,15M reemplazando datos en la ecuación (1) tenemos:
pH= -log 0,15 pH= 0,8239b) el ácido cloroso es un ácido débil, cuyo (H+) =0,035M por lo tanto:
pH= -log0,035 pH= 1,4559c) el ácido hipocloroso es un ácido débil cuyo (H+) = 6,9X10-5M por lo tanto:
pH= -log(6,9X10-5) pH= 4,1612
III.- PARTE EXPERIMENTAL:
MATERIALES REACTIVO Tubos de ensayo * vinagre Pipetas graduadas de 2ml * lejía Potenciómetro * leche magnesia Papel de tornasol * fenolftaleina Placa de toque de porcelana
IV.- TECNOLOGIA:Experimento #1: DETERMINACIÓN DEL PH MEDIANTE EL USO DEL PAPEL INDICADOR
En cada hoyo de la placa de toque de porcelana, colocar gotas de las muestras a analizar por separado, luego acercar las tiras de papel tornasol a cada muestra y anotar el resultado.
Experimento #2: DETERMINACION DEL PH MEDIANTE EL USO DE UNA SOLUCION INDICADORA:
Colocar en cada tubo de ensayo las muestras a analizar, luego adicionar unas gotas de solución indicadora de fenolftaleina.
Observar y anotar el pH de cada una según la coloración.
Experimento #3: DETERMINACION DEL PH MEDIANTE EL USO DEL POTENCIOMETRO.
Colocar una cantidad determinada en un frasco e introducir los electrodos del pHmetro y anotar la lectura que reporta el aparato.
EJERCICIOPOTENCIOMETRIA1.- esquematice cada uno de los experimentos:
II.- responda las siguientes preguntas:1.- de las tres muestras analizadas ¿Cuáles son ácidas o básicas?
2.- ¿cuál fue el cambio de coloración que observo en el papel de tornasol, que usó para cada una de las muestras?
3.- ¿cuál es el rango de pH de la solución indicadora de fenolftaleina?
4.- ¿cuál seria el pH aproximado de cada una de las muestras, al utilizar la solución indicadora de fenolftaleina?
5.- ¿cuál es el pH de cada una de las muestras hallada en el potenciómetro?
6.- ¿Qué diferencia existe entre, hallar el pH de una solución con papel indicador, solución indicadora de fenolftaleina y potenciómetro?
REACCIONES QUIMICASI.- OBJETIVOS:
Conocer reacciones de metatesis, redox y ácido-base Entender que las reacciones químicas son hechos reales, y no son entes
puramente matemáticos. Diferenciar reacciones redox de aquellas en las que no ocurre pérdida-ganancia
de electrones
II.- FUNDAMENTO TEORICO:Las reacciones químicas, son aquellos cambios de la materia, cuya característica
principal es la renovación de sustancias. Es decir en ellas, la sustancia inicial desaparece; en su reemplazo surgen otras; que manifiestan nuevas propiedades y composición, se les llama también TRANSFORMACIONES cambios químicos, fenómenos químicos o combinaciones.
CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS:Las reacciones químicas se clasifican de acuerdo a la TRANSFERENCIA de
ELECTRONES y al CAMBIO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN, que operan los átomos que intervienen en la reacción. Bajo estas dos características se dividen en metatesis, redox y ácido-base.
METATESIS:Las reacciones de metatesis son numerosas y constituyen cambios químicos
sencillos. Los sólidos producidos (precipitados) son de diversos colores según los iones que intervengan y según la coloración sirve para identificar átomos, sustancias, iones y metales.
Las reacciones metatesis se caracterizan porque ocurren entre soluciones acuosas de COMPUESTOS IONICOS. Solo se produce metatesis cuando los iones que intervienen forman compuestos insoluble, y por lo tanto no hay transferencia de electrones ni cambio de estado de oxidación en los átomos que intervienen
Se sabe que se produce compuestos insolubles, cuando se conoce la solubilidad de las sustancias producidas, para ello se utiliza la tabla de solubilidad.
Tabla de Solubilidades de Compuestos Iónicos en AguaREGLANº
COMPUESTOS IONICOS SOLUBLES EXCEPCIÓN
1 Grupos: IA, IIA, NH4+ Todos Ninguno
2 Nitratos NO3-cloratos ClO3-
acetatosTodos Ninguno
3 ClorurosBromurosYoduros
Todos Los de Ag+; Hg2+2; Pb+2;
Hg+2
4 Sulfatos SO4-2 todos Los de Ca+2; Sr+2, Ba+2, Ag+; Hg2
+2; Pb+2
INSOLUBLE EXCEPCIÓN5 Óxidos Todos Grupo IA
Ca+2; Sr+2, Ba+2
6 Hidróxidos Todos Grupo IA
Ca+2; Sr+2, Ba+2, NH4+
7 Carbonatos, fosfatos, sulfitos y sulfuros
todos Grupo IA, NH4+
REDOX:También se le denomina reacciones de oxidación-reducción, en estas
transformaciones unos átomos pierden electrones y otros ganan electrones; a la pérdida-ganancia se conoce como “transferencia de electrones”. Cuando un átomo gana electrones el cambio se conoce como reducción, y si pierde electrones se denomina oxidación. Por lo tanto al ganar o perder electrones los átomos varían su carga eléctrica y se dice que cambian su estado de oxidación.
Las reacciones redox se distinguen por que hay variación entre los estados de oxidación y transferencia de electrones y se producen cuando los ácidos atacan a los metales.
ACIDO-BASE:Según Arrhenius, la reacción de un ácido con una base, es la neutralización del
ión H+ del ácido con el ión OH- de la base. Esta reacción química se llama NEUTRALIZACIÓN y es muy importante en los estudios fácticos.
Para Arrhenius, bases son sustancias que contienen iones hidrófilos o al disolverse en agua producen iones hidrófilos OH-, es decir bases son sinónimos de hidróxidos
En la neutralización las propiedades de ácidos y bases desaparecen, originando sal sin iones H+ de los ácidos, ni iones OH- de las bases, porque estos se unen formando agua de propiedades neutras. Para llegar al punto neutro es necesario que las cantidades del ácido como de la base sean equivalentes.
Las neutralizaciones se efectúa siempre en soluciones de ácido e hidrófilo, generalmente la reacción del ácido con la base no se aprecia directamente, porque las soluciones son incoloras tanto de los reactivos iniciales como de los productos. Para visualizar el punto neutro se usan indicadores.
III.- PARTE EXPERIMENTAL:
MATERIALES REACTIVOS Tubos de ensayo *sulfato de cobre Matraz *nitrato de plomo Gradilla *sulfato de potasio Pipetas *clorato de potasio Vasos de precipitado *bicarbonato de sodio Sistema de alambre conductor *ácido clorhídrico Lámina de aluminio *ácido sulfúrico Sistema de desprendimiento *hidróxido de sodio Clavo *Ácido tartárico Barra de carbón *fenolftaleina cocodrilos *sulfato ferroso pinzas *hidróxido de amonio pisceta *óxido de calcio
IV.- TECNOLOGIA #1:Experimento #1: metatesis:
En dos tubos de ensayo añadir 2ml de solución de nitrato de plomo y enumerarlos #1 y #2
Luego agregar al tubo de ensayo #1, 1ml de solución de sulfato de potasio Al tubo de ensayo #2, agregar1ml de solución de clorato de potasio Observa y anota los resultados
Experimento #2: pronostique las reacciones de metatesis: Enumerar 6 tubos de ensayo y añadir 3ml de las muestras independientes,
agregar 0,5ml de sustancias reactivas, tal como sigue a continuación. Observa, analiza y comprueba cual de ellas son reacciones de tipo metatesis. completar las ecuaciones químicas:
1. tubo #1: KI + NH4OH ………………2. tubo #2: KI + Pb(CH3COO)2 ……….3. tubo #3: KCl + Pb(CH3COO)2 ………4. tubo #4: CrCl3 + NaOH ……………...5. tubo #5: CrCl3 + Na2SO4 ……………..6. tubo #6: BaCl2 + Na2SO4 …………….
TECNOLOGIA #2:Experimento #1: reacciones redox:
A. colocar en un vaso de 100ml, 50ml de ácido clorhídrico, luego introducir una lámina de aluminio, observar y anotar.
B. A un alambre conductor con pinzas de cocodrilos, en uno de los extremos conectar la lámina de aluminio y en el otro extremo colocar una barra de carbón, e intercale un foco de 1,5v en el alambre conductor y luego introduzca en el vaso que contiene la solución anterior.
Experimento #2: reacción redox o no redox:A. En un tubo de prueba vierta 2ml de solución sulfato cúprico, luego adicione unas
gotas de hidróxido de sodio, agitese suavemente, observa y anota.B. En un tubo de prueba vierta 2ml de solución sulfato cúprico, luego introducir un
clavo limpio, dejar reposar por 5min, sacar el clavo y observar.
Experimento #3: pronostique si son reacciones redox o reacciones no redox:A. En un tubo de ensayo colocar 3ml de solución sulfato cúprico y adicionar unas
gotas de hidróxido de sodio, para obtener un gel hidróxido cúprico (Cu(OH)2), luego calentar hasta cambio total de coloración, observa y realiza la ecuación química, analice sus estados de oxidación y concluya si es reacción de tipo redox o no redox.
B. En otro tubo de ensayo, obtener 2ml de hidróxido cúprico (Cu(OH)2) de la misma forma que en el experimento anterior, luego agregar pequeña cantidad de glucosa, agitamos, calentamos lentamente hasta obtener cambio de coloración (verde anaranjado y finalmente rojo ladrillo) formula la ecuación química y concluya si es o no una reacción redox.
2Cu (OH)2 + C6H12O6 ………… Cu2O + C6+0,333H12O7 + 2H2O
(Glucosa) (Ác. Glucónico)
C. en un tubo de ensayo vierta 2ml de sulfato ferroso y luego añadir unas gotas de hidróxido de sodio y algunas gotas de agua oxigenada (H2O2), observa la aparición de un color pardo rojizo Fe(OH)3. examine los estados de oxidación y deduzca si es reacción redox o no redox.
2FeSO4 + 4NaOH + H2O2 -------- Fe(OH)3 + 2Na2SO4
TECNOLOGIA #3: REACCIÓN ACIDO-BASE: según Arrhenius.Experimento “A” en dos tubos de ensayo introducir pequeñas cantidades de bicarbonato de sodio
(NaHCO3) o usar carbonato de sodio Na2CO3. Añadir al primer tubo algunas gotas de solución acuosa de HCl Al segundo tubo de ensayo agregar algunas gotas de solución de H2SO4
Observar y anotar los resultados.
Experimento “B” En un vaso de 100ml colocar pequeñas cantidades de bicarbonato de sodio o
carbonato de sodio Luego añadir la misma cantidad de ácido tartárico y mezcla y observa Posteriormente agregar 10ml de agua destilada al vaso que contiene la mezcla Observa y anota los resultados.TAREA: repita el mismo procedimiento del experimento “B”, pero sta vez usando ácido citrico sólido y bicarbonato de sodio. Anota los resultados………………….....………………………………………………………………………………………...………………………………………………………………………………………...………………………………………………………………………………………...………………………………………………………………………………………...
Experimento “C” Colocar en un matraz 1ml solución de NaOH, añadir 0,5ml de agua y algunas
gotas de fenolftaleina y posteriormente agregar algunas gotas de HCl, observar. En otro matraz vacíe 1ml de HCl y 0,5ml de agua, después añadir gotas de
fenolftaleina, posteriormente agregar unas gotas de NaOH, observar
TECNOLOGIA #4: REACCION ACIDO-BASE: según Bronsred – LowryI. En un tubo de ensayo deposite 3ml de HCl (cc) y en otro tubo 3ml de NH4OH(ac),
junte los tubos y sople por encima de ellos, observa y registra los resultados.
TECNOLOGIA #5: REACCIÓN ACIDO-BASE: según Lewis En dos tubos de ensayo agregar pequeña cantidad de CaO sólido y enumerar los
tubos #1 y #2 En el tubo #1, adicionar 2ml de agua, observa la reacción y anote. Luego
adicionar más agua y después algunas gotas de HCl (cc), no producir efervescencia si se produciera esto desechar y volver a comenzar de nuevo.
En un matraz colocar pequeñas cantidades de piedra caliza (mármol) y 3ml de agua destilada, luego añadir HCl (cc) taponear con el tubo de desprendimiento, los gases desprendidos hacer burbujear sobre el tubo #2 (CaO), procure hacer burbujear directamente sobre el sólido
Una vez terminado el burbujeo, coger un poco del sólido producido y trasvasarlo a un tubo de ensayo, añadir gotas de agua destilada y después gotas de HCl (cc), observa y anota
EJERCICIOSREACCIONES QUIMICAS:
I.-esquematice cada uno de los experimentos:
II.- responda loas siguientes preguntas:A.- CON RESPECTO A METATÁTESIS:1.- ¿Qué sucede con el sulfato de potasio, hubo reacción si o no y formula la ecuación química?
2.- ¿Qué sucede con el clorato de potasio, hubo reacción si o no, escriba la ecuación química?
3.- ¿Cuál seria la diferencia entre ambas experiencias?
4.- ¿Cuál de las dos experiencias presentan reacciones de metátesis?
5.- con respecto al experimento pronostique las reacciones de metátesis ¿Cuáles de ellas presentan este tipo de reacción?
B.- CON RESPECTO A REACCION REDOXExperimento #11.- ¿Qué sucede en el experimento “A”? y ¿de Qué sustancia, posiblemente se trata?
2.- ¿Qué pasa con el foco? ¿Por qué?
3.- ¿escriba la ecuación química expresada en iones?
4.- ¿Quiénes de los elementos sufren variación en su estado de oxidación?
5.- realice el esquema de la ecuación redox para poder determinar quien dona y acepta electrones y a la misma para balancear la ecuación química inicial.
C.- CON RESPECTO A REACCION REDOXExperimento #2:1.- ¿Qué cambios se produjo en el primer tubo como en el clavo?
2.- ¿podría decir cual de las dos reacciones químicas es de tipo redox y no redox?
3.- ¿Escriba la ecuación química expresado en iones para poder determinar quien pierde y gana electrones y a la vez balancear la ecuación química inicial?
4.- ¿en el experimento “A” el estado de oxidación de algunos de los elementos presenta cambio alguno?
5.- ¿en el experimento “B” el estado de oxidación de algunos de los elementos presenta cambio alguno?
6.- ¿realiza la ecuación redox de los elementos que se han oxidado y reducido para poder balancear la ecuación química inicial?
7.- ¿Quién determina, si las reacciones químicas son reacciones redox?
8.- ¿Qué importancia tiene conocer las reacciones redox y en que forma se aplica estos principios, cite algunos ejemplos?
9.- ¿Cuáles son las conclusiones respecto al experimento pronostique si son reacciones redox o no redox?
D.- CON RESPECTO A LA REACCIÓN ACIDO-BASE: según Arrhenius.Experimento “A”1.- ¿Qué ha sucedido en ambos tubos de ensayo?
2.- ¿Qué crees que se ha producido o cual es el producto?
3.- ¿Por qué crees que los ácidos (HCl y H2SO4) hicieron reaccionar
Experimento “B”1.- ¿Por qué crees que no sucedió nada al realizar la mezcla?
2.- ¿Por qué cuando se agrega agua destilada comienza a reaccionar?
3.- ¿Qué sustancia se habrá producido?
4.- ¿las sales efervescentes (NaHCO3, Na2CO3) están en iones o moléculas?
Experimento “C”1.- ¿Qué resulto al agregar fenolftaleina al matraz que contiene NaOH?
2.- ¿al añadir al mismo matraz gotas de HCl que resultó?
3.- ¿en el segundo matraz que resulto al agregar fenolftaleina?
4.- ¿al añadir gotas de NaOH que resultó?
5.- ¿Qué función cumple el HCl en el primer matraz y el NaOH en el segundo matraz?
E.- CON RESPECTO A LA REACCION ACIDO-BASE: según Bronsred – Lowry1.- ¿la unión de los vapores da origen a un nuevo compuesto gaseoso cual es y que color presenta?
2.- ¿del tubo que contiene NH4OH(ac) que gas es el que se libera para formar el compuesto anterior?
3.- ¿al juntar los dos tubos o pegar los dos tubos, cuales son las sustancias que van a reaccionar en el ambiente?
4.- ¿formule las ecuaciones químicas?
5.- ¿Cuál seria tu conclusión respecto al concepto de ácidos y bases según Bronsted y Lowry?
F.- CON RESPECTO A LA: REACCIÓN ACIDO-BASE: según Lewis1.- ¿Cómo se llama el gas que se produce en la reacción con la piedra caliza, agua y HCl(ac)?
2.- ¿Cómo se llama el compuesto sólido formado por el burbujeo y cuál sería la ecuación química?
3.- ¿existe variaciones en sus estados de oxidación y existe transferencia de electrones?
4.- ¿en la reacción química entre el CO2 y el CaO es típica de reacción ácido-base, cuál de los dos transfiere el par de electrones?
5.- ¿Qué sustancia se comporta como ácido y base?
6.- ¿Cuál seria tu conclusión respecto a la concepción de ácido-base planteada por Lewis?
FUNCIONES QUIMICAS INORGÁNICASI.- OBJETIVOS
Identificar y diferenciar cada una de las funciones químicas Comprobar experimentalmente la formación de las principales funciones
químicas Comprobar el carácter básico y ácido de algunas sustancias
II.- FUNDAMENTO TEORICOCombinando distintos elementos o compuestos químicos se puede formar
alrededor de cien mil sustancias inorgánicas. Para facilitar su estudio se las agrupa por sus características comunes en familias de compuestos. Estas familias constituyen las funciones químicas. Así una función química es una agrupación de compuestos con propiedades químicas semejantes. Su comportamiento común se debe a los grupos funcionales que contiene.
Las funciones químicas inorgánicas son compuestos que poseen propiedades muy semejantes debido a que en sus moléculas existen uno o más átomos iguales que por lo general son de mayor electronegatividad las que le confiere propiedades específicas al compuesto. Entre las principales funciones tenemos: óxidos, hidróxidos, ácidos, hidruros y sales. Si consideramos que los elementos químicos son metales o no metales, la formación de los compuestos inorgánicos se puede esquematizar de la siguiente manera:
Oxigenadas
Oxido ácido (anhídridos) no metal + O
Funciones Químicas
Ácidos oxácidosAnh. + H2O
Oxido básico metal + O
PeroxiácidosAnh. + H2O2
No oxigenadas
PeróxidosÓxidos + O
HidróxidosÓxidos + H2O
Sal haloidea + H2O
Sal oxisal + H2O
Ac. Hidrácidos Halog. S, Se, Te + H
Hidruros Metal + HNo metal + H
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La combinación de átomos para formar compuestos inorgánicos es un proceso de transferencia de electrones entre dichos átomos. La valencia es la capacidad de combinación de un elemento, se da por la cantidad de electrones que puede dar o recibir o compartir en el último nivel o capa de valencia
El número de oxidación de un átomo es el número de electrones que el átomo gana o cede, total o parcialmente, al formar parte de un compuesto. El número de oxidación va seguido de un signo positivo (+) o de un signo negativo (-), según el átomo haya cedido o ganado electrones.
Reglas para asignar el número de oxidación:El número de oxidación se asigna a cada átomo o ión en un compuesto según las
siguientes reglas: Todos los elementos no combinados (elementos libres) tienen número de
oxidación cero. Ej. Znº, Auº, O2º, S6º, N2º Por lo general, el átomo de oxígeno tiene número de oxidación -2. Ej. H2
+1O-2 , excepto cuando forma parte de peróxidos donde es -1. Ej. H2
+1O2-1
El número de oxidación del hidrógeno es +1. ejemplo H2+1O-2 , excepto en los
hidruros metálicos, donde es -1.ejemplo Na+1H-1
la suma de los números de oxidación de todos los átomos de la molécula de un compuesto es cero. Ej. HNO3 donde el oxígeno 3(-2) = -6, para el hidrógeno +1, para el nitrógeno es +5; por lo tanto -6 +1 +5 = 0
el número de oxidación de un ión es igual al de las cargas eléctricas que posee con su respectivo signo. Ej. el NH4+, su número de oxidación es +1, el numero de oxidación del nitrógeno es -3, donde -3 +4 = -1
El número de oxidación coincide con la valencia en los casos anteriormente mencionados. En toda oxidación, el número de oxidación aumenta algebraicamente. Y en toda reducción, el número de oxidación disminuye algebraicamente.
Las formulas son parte del lenguaje que los científicos usan para describir los compuestos químicos aunque algunas de ellas “asustan” cuando se desconoce su significado, resultan muy útiles para saber cómo están constituidos las sustancia. Las formulas químicas están formadas por el conjunto de símbolos de los elementos del compuesto y por los subíndices, que expresan la proporción en la que se encuentran dichos elementos.
Así como los elementos e representan mediante símbolos y las moléculas mediante fórmulas, las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Toda ecuación química se compone de dos miembros separados por una flecha que indica el sentido en que ocurre la reacción. Los reactivos se escriben a la izquierda, mientras que los productos a la derecha
ESTADOS DE OXIDACIÓN DE ALGUNOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIODICA.
ELEMENTO(completa)
SIMBOLO NÚMERO DE OXIDACIÓN
ELEMENTO(completa)
SIMBOLO NÚMERO DE OXIDACIÓN
H +1 Sc +3Li +1 Y +3Na +1 La +3K +1 Ce +3Rb +1 Lu +3Cs +1 Ti +2, +3, +4Be +2 Zr +4Mg +2 Hf +4Ca +2 V +2, +3, +4, +5Sr +2 Nb +4, +5Ba +2 Ta +5B +3 Cr +2, +3, +6Al +3 Mo +3, +4, +6Ga +3 W +4, +6In +3 Mn +2, +3, +4, +6,
+7Ti +1, +3 Tc +4, +6, +7C -4, +2, +4 Re +4, +6, +7Si -4, +4 Fe +2, +4Ge -4, +4 Ru +3, +4, +6, +8Sn +2, +4 Os +4, +8Pb +2, +4 Co +2, +3N -3, +1, +2, +3,
+4, +5Rh +2, +3, +4
P -3, +1, +3, +5 Ir +3, +4As -3, +3, +5 Ni +2Sb -3, +3, +5 Pd +2, +4Bi +3, +5 Pt +2, +4O -1, -2 Cu +1, +2S -2, +2, +4, +6 Ag +1Se -2, +2, +4, +6 Au +1, +3Te -2, +2, +4, +6 Zn +2Po +2 Cd +2F -1 Hg +1, +2Cl -1, +1, +3, +5,
+7Ne
Br -1, +1, +3, +5, +7
Ar
I -1, +1, +3, +5, +7
Kr +2, +4
At -1 Xe +2, +4, +6He Rn
III.- PARTE EXPERIMENTALMATERIALES REACTIVOS
Tubos de ensayo MgO CuSO4
Gradilla CaO NaOH Agua destilada fenolftaleina CuO Espátula, cuchara papel de tornasol HCl Pinza H2SO4 cinta de magnesio Mechero NaCl Na2CO3
Cápsula, luna de reloj (Fe2(SO4)3 (ac) Trípode, rejilla NH4OH(ac)
Embudo, papel de filtro Pb(CH3-COO)2(ac)
Vasos de precipitado K2CrO4(ac)
Tubo de vidrio azufre Jugo de limón
IV.- TECNOLOGIA:Experimento #1: formación de óxido a partir de hidróxido:
en un tubo de prueba colocar hidróxido cúprico (CuOH2) y calentar lentamente anota tus observaciones:………………………………………………………… plantee la ecuación quimica:
……………………………………………………………………………………1. tome con una cuchara de combustión un poco de azufre en polvo y acércalo al
mechero con cuidado.2. observe la coloración de la llama…………………………………………………3. escriba la ecuación quimica correspondiente:
……………………………………………………………………………………. con la ayuda de una pinza, tomar 1cm de cinta de magnesio y someterlo a la
acción del calor una vez que se observe una brillante y resplandeciente luz blanca, retírelo del
calo y deposítelo en una luna de reloj completamente limpia ¿Qué tipo de óxido se habrá formado?
……………………………………………………………………………………. Escriba la ecuación correspondiente
…………………………………………………………………………………….
Experimento: #2: obtención de hidróxidos de metales IA y IIA Colocar en dos tubos de ensayo1ml de agua destilada y luego agregar al primero
0,5g de MgO y al segundo tubo 0,5g de CaO. Agitar Remojar el papel rojo de tornasol, observa el color…………………………… Después añada 2gotas de fenolftaleina ha ambos tubos y observa el cambio
brusco e rojo a……………………………………….Experimento #2: obtención de hidróxido ferroso y férrico:
Colocar en un tubo de ensayo pequeña cantidad de sulfato ferroso sólido y disolver con agua destilada. Separar en dos tubos de ensayo
En el primer tubo de ensayo agregar unas gotas de hidróxido de sodio y agitar suavemente, observar
En el segundo tubo de ensayo agregar unas gotas de agua oxigenada, observar
Cuales son las diferencias: Ión ferroso: color………………… carga………….. Ión férrico: color………………… carga……………
Formule la ecuación química:
…………………………………………………………………………………….
1.- Realiza las ecuaciones químicas de cada unoPost-laboratorio:1.- Pronostique el color que darán con el papel de tornasol y la fenolftaleina, las soluciones acuosas de los compuestos: NaOH, KOH, NH4OH.2.- realice la siguiente experiencia: vierta en algún tubo de prueba pequeña cantidad de leche de magnesia, incremente agua y pruebe con papel de tornasol y fenolftaleina. Haga reflexión teórica. Obtenga conclusiones. Averigüe el compuesto químico de la leche magnesia3.- emplee un tubo de prueba para combinar el CuO con agua. Explique de inmediato su resultado. Utilice fenolftaleina para saber si se produce reacción química.
Experimento #3: obtención de hidróxidos a partir de sales: En un tubo de prueba colocar una pequeña cantidad de CuSO4 (ac). Apreciar el
color celeste. Agregar gotas de NaOH(ac) y agitarlo suavemente Observar la formación del hidróxido cúprico, que aparece como……………… Formule la ecuación química:
……………………………………………………………………………………
En un tubo de ensayo colocar 0,5g de óxido de cobre (CuO polvo negro), luego agregar 1ml de agua destilada
Calentar hasta ebullición Anota tus observaciones…………………………………………………………. Plantee la ecuación química:
…………………………………………………………………………………….Post-laboratorio:1.- exprese tus conclusiones de los siguientes experimentos: coloque en tubos de prueba y hágalos reaccionar:
a) Ag2O + H2O ………..…b) Fe2O3 + H2O …………..c) NiO + H2O …………..d) Cu2O + H2O ………….
Experimento #4: obtención de sales por neutralización:A. En una cápsula vierta en partes iguales, soluciones de NaOH al 1M (4g/100ml) y
HCl al 1M (8,5ml/100ml) midiendo en tubos de ensayoB. Calentar la cápsula con la solución salina para evaporar todo el aguaC. Observe que al final queda una sal blanca denominada cloruro de sodio (NaCl)
La reacción quimica es producto de una NEUTRALIZACIÓN.NaOH + HCl …………. NaCl + H2O
En un vaso de precipitado poner pequeña cantidad de óxido de calcio CaO. Luego agregar agua destilada. Agitar y filtrar. A la solución filtrada se llama agua de cal, Ca(OH)2 hidróxido de calcio.
En un tubo de ensayo depositar el hidróxido de calcio (el filtrado). Introducir una varia de vidrio o un sorbete para soplar haciendo burbujas
Observe como la solución incolora se vuelve……………………………………. Cuando soplamos, expelemos………………y como el tubo de ensayo con
Ca(OH)2, contiene parte de agua y se combina formando………………………..CO2 + H2O ……………… H2CO3
En el tubo de ensayo el ácido carbónico formado se combina con el hidróxido de calcio y formando un precipitado llamado………………………………………..
Formule la ecuación química:
…………………………………………………………………………………….Experimento #5: sales a partir de óxido básico:
En un tubo de ensayo colocar 0,5g de óxido cúprico CuO (color negro). Agregar 2ml de agua destilada y después 0,5ml de ácido sulfúrico concentrado. Agitar
Observar la formación lenta de una coloración………………………………….. Calentar el tubo de ensayo que contiene la solución, para concentrar, de tal
manera que al enfriarse se forme una sal de color………………………………... Complete la ecuación química:
CuO(s) + H2SO4 (ac) …………….. ______ + _____
Experimento #6: preparación de sales a partir de otra sal y ácido: En un tubo de ensayo depositar pequeña cantidad de NaCl (s), añadir H2SO4 (ac)
concentrado, calentar lentamente. Observar la aparición de un gas picante, es en realidad el HCl y se puede
comprobar con el papel azul de tornasol Siga calentando el tubo de ensayo de tal manera que al enfriarse se forme una sal
de color………………………… conocido como…………………………… Completa la ecuación química:
NaCl (s) + H2SO4 (ac) ……….. _________ + ______
Experimento #7: preparación de sales a partir de otra sal y una base: En un tubo de ensayo depositar 0,5ml de solución de sulfato férrico (Fe2(SO4)3
(ac), luego añadir un par de gotas de NH4OH(ac)
Observar como aparece la formación de un sólido……………………..de hidróxido férrico. En la solución incolora queda disuelta otra malcomo se llama………………………………
La presencia de ésta sal se puede demostrarse filtrando la solución que contiene el hidróxido férrico, llevando a sequedad
La ecuación química será:(Fe2(SO4)3 (ac) + NH4OH(ac) …….. 3(NH4)2SO4(ac) + 2Fe(OH)3(s)
Experimento #8: preparación de sal a partir de otras sales: En un tubo de ensayo depositar pequeña cantidad de solución de acetato de
plomo, luego añadir solución de cromato de potasio Observar la formación de la sal cromato de plomo que aparece como un sólido
de color……………………………,en la solución incolora queda disuelta otra sal.
Para obtener la sal, la solución se filtra y una vez separada del precipitado, la solución se lleva a sequedad, para obtener el acetato de potasio sólido.
La solución filtrada se le seca para tener un polvo seco de color amarillo (cromato de plomo)
La ecuación química será:Pb(CH3-COO)2(ac) + K2CrO4(ac) ……………. PbCrO4(s) +2CH3-COOK(ac)
Experimento #9: preparación de un ácido: En un tubo de ensayo deposite 2ml de carbonato de sodio, luego adicione 3ml de
jugo de limón. Conecte a un tubo de desprendimiento sumergido a otro tubo que contenga agua
destilada La sustancia que se desprende en forma de gas corresponde al………………….
…………………………………………………………………………………….
1. lleve la cuchara con azufre encendido a un vaso con agua y tape con una luna de reloj para recoger los gases
2. luego agregar 2 gotas de fenolftaleina3. observa y anota tus conclusiones………………………………………………….
EJERCICIOFUNCIONES QUIMICAS INORGÁNICAS
I.- esquematice cada una de los experimentos, con sus conclusiones finales:
EJERCICIOSFORMACIÓN DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
I.- hallar la denominación de las siguientes fórmulas:I.- hallar la fórmula de las siguientes denominacionesSal haloidea:
1. fluoruro de bario ……….....2. fluoruro de sodio ………….3. fluoruro de calcio ………….4. tetracloruro de niquel ……….....5. bromuro de sodio ………….6. yoduro de potasio ………….7. cloruro mercúrico ………….8. cloruro de potasio ………….9. tricloruro de fósforo ………….10. cloruro de uranio ………….11. cloruro de calcio ………….12. cloruro de bario ……….....13. cloruro de magnesio II…………14. cloruro de zinc ……….....15. cloruro de magnesio ………….16. cloruro de aluminio ………….17. cloruro ferroso ………….18. sulfuro plumboso (galena)……..19. cloruro férrico ………….20. sulfuro de sodio ………….21. sulfuro de plata (argentina)…….22. perclorato de fósforo ………….23. yoduro cúprico ………….24. cloruro airoso ………….............25. sulfuro de zinc ……….....26. seleniuro de calcio ………….27. teluro de calcio ……….....28. sulfuro estánnico ………….29. seleniuro de cobre II ………….30. seleniuro de estaño IV ….31. cloruro de mercurio II ….32. sulfuro de amonio ………….33. sulfuro ferroso ………….34. cloruro de sodio ………….35. bromuro de potasio ………….36. cloruro de Fe+2 ………….37. sulfuro de Mn+2 ………….38. tetracloruro de titanio ………….39. fluouro de bromo III ………….40. tetrasulfuro de diarsenico ….41. bromuro de mercurio I ….42. yoduro cuproso ………….43. bromuro férrico ………….
44. sulfuro antimonioso ………….45. cloruro de hierro II ………….46. sulfuro de aluminio ………….47. cloruro de uranio IV ………….48. fluoruro de cesio ………….49. yoduro de plata ………….50. bromuro de litio ………….51. seleniuro crómico ………….52. bromuro de estaño II ………….53. disulfuro de hierro (pirita) ….54. sulfuro de mercurio I ………….55. fluoruro aúrico ………….56. fluoruro de potasio ………….57. fluoruro de magnesio ………….58. sulfuro de oro I ………….59. yoduro ferroso ………….60. sulfuro férrico ………….61. bromuro cúprico ………….62. cloruro de amonio ………….
II.- hallar la denominación de las siguientes fórmulas:
1. SrI2 ………………………….2. Co2S3 ……………………………………….
3. FeCl3 ……………………………………….
4. PbS ………………………….5. CoCl2 ……………………………………….
6. PtBr4 ………………………………………..
7. PtBr2 ………………………………………..
8. CdBr2 ………………………………………..
9. (NH4)2S …………………10. CrCl2 ………………………………………..
11. PtS2 ………………………………………..
12. AlCl3 ………………………………………..
13. FeS ………………………….14. NaCl ………………………….15. BaBr2 ………………………………………..
16. KBr ………………………….17. TiCl4 ………………………………………..
18. FeCl2 ………………………………………..
19. Al2S3 ………………………………………..
20. CaCl2 ………………………………………..
21. CsF ………………………….22. FeBr2 ………………………………………..
23. CuI ………………………….24. NiCl3 ………………………………………..
25. CuS ………………………….26. Hg2Cl2 ……………………………………….
27. ZnS ………………………….28. KI ………………………….29. KCl ………………………….30. BaCl2 ……………………………………….
31. NaF ………………………….32. AgCl ………………………….33. CrF3 ………………………………………..
34. BaBr2 ………………………………………..
35. NaBr ………………………….36. MgI2 ………………………………………..
37. Fe2S3 ………………………………………..
38. Cr2Se3 ………………………………………..
39. SnBr2 ………………………………………..
40. ZnCl2 ……………………………………….
41. SnCl2 ……………………………………….
42. BaF2 ……………………………………….
43. CaF2 ……………………………………….
44. AgBr …………………………45. As2S5 ………………………………………..
46. MnCl2 ……………………………………….
47. MgCl2 ……………………………………….
48. FeI2 ………………………………………..
49. HgCl2 ………………………………………..
50. FeBr3 ………………………………………..
51. SrI2 ………………………………………..
52. Al2S3 ………………………………………..
53. CsBr ………………………….54. AgI ………………………….55. LiI ………………….56. NH4Cl ………………………….57. CuI2 ……………………………………….
58. MnS …………………………59. Sb2S3 ………………………………………
60. PtS …………………………61. NiTe …………………………62. FeCl3 ………………………………………
I.- hallar la fórmula de las siguientes denominaciones:Sal oxisal:
1. hipobromito de sodio2. yodato de potasio3. peryodato de potasio4. nitrito de sodio5. sulfito de sodio
6. sulfito de calcio7. sulfato e potasio8. sulfato de aluminio9. sulfato de zinc10. sulfato cúprico11. sulfato ferroso12. sulfato férrico13. tiosulfato de sodio14. trioxocarbonato IV de cubre II15. hiposulfito de sodio16. arseniato de bario17. arseniato de sodio18. perclorato de magnesio19. perclorato de cadmio20. hipoclorito de litio21. cromato de potasio22. clorato de cadmio23. nitrato de calcio24. clorato de potasio25. bromato de potasio26. clorito de estroncio27. silicato de sodio28. arseniato de calcio29. carbonato manganoso30. sulfato de cadmio31. clorito de potasio32. fosfato de calcio33. dicromato férrico34. trisilicato de zinc35. clorito plúmbico36. hipoclorito plúmbico37. piroborato de potasio38. borato de sodio39. sulfato de amonio40. hipoclorito de amonio41. ortoantimonito de estroncio42. permanganato de potasio43. sulfito de mercurio II44. ortosilicato férrico45. pirosulfato de potasio46. sulfato cúprico47. sulfato mercúrico48. perclorato de bario49. clorato crómico50. nitrato de niquel III51. clorato cuproso52. sulfito de plata53. fosfato cúprico54. nitrato férrico55. nitrato ferroso
56. bromito cuproso57. clorato de sodio58. perclorato de potasio59. trioxotriosulfato VI de estroncio60. hipoclorito de sodio61. fosfato de aluminio62. tiocarbonato férrico63. nitrito de potasio64. sulfato de sodio65. dioxoditiosilicatoIV de litio66. nitrato de potasio67. carbonato de bario68. carbonato de calcio69. sulfito férrico70. carbonato de zinc71. tetroxosulfuroVI de potasio72. nitrato de plata73. carbonato de estroncio74. sulfato de bario75. sulfito de potasio76. trioxofosfato III de bario 77. borato de cromo II78. silicato de aluminio79. nitrito mercurioso80. sulfito de arsénico III81. clorito de aluminio82. fosfato de bario83. sulfito de estaño II84. nitrato de zinc85. peryodato de calcio86. tiosulfato de bario87. peryodato de bario88. bromato cúprico89. clorito de magnesio90. yodito de oro III91. nitrito ferroso92. carbonato de magnesio93. sulfato de estroncio94. fosfato ferroso95. trisilicato de bario96. tetraborato de litio97. sulfato cuproso98. dicromato de potasio99. peryodato plúmbico
100. nitrito bismútico.
II.- hallar la denominación de las siguientes fórmulas:
1. NaIO
2. Ca3(PO4)2…………………………………
3. (NH4)2CO3……………………………….
4. Pb(NO3)2………………………………….
5. Cr(ClO4)2………………………………….
6. CaSiO3………………………………………
7. KClO3……………………………………….
8. Mn(ClO2)3…………………………………
9. Cu(NO2)2…………………………………..
10. Ba3(AsO4)2………………………………..
11. CuClO3………………………………………
12. Ni(NO3)2……………………………………
13. Cr(ClO3)3…………………………………..
14. CdSO4………………………………………..
15. Ca3(AsO3)2………………………………...
16. ZnCO3……………………………………….
17. Cr3(BO3)2…………………………………..
18. Al4(SiO4)3…………………………………
19. AgNO3……………………………………….
20. AgNO2……………………………………….
21. Fe2(SO4)3…………………………………...
22. As2(SO3)3…………………………………...
23. Na2S2O3……………………………………..
24. Ca3(AsO4)2………………………………...
25. Ba3(SbO4)2…………………………………
26. Ba(ClO4)2…………………………………..
27. HgSO4………………………………………..
28. Al(ClO2)3…………………………………...
29. Na2SiO3……………………………………...
30. S(ClO2)2……………………………………..
31. Na3AsO3…………………………………….
32. Mg(ClO4)2………………………………….
33. Cd(ClO3)2…………………………………..
34. LiClO…………………………..35. KMnO4………………………………………
36. K2CrO4………………………………………
37. K2Cr2O7…………………………………….
38. (NH4)2SO4………………………………….
39. Zn(NO3)2……………………………………
40. K2S2O3………………………………………
41. Al2(SO4)3…………………………………..
42. Zn3(PO4)2…………………………………..
43. SnSO3………………………………………...
44. Zn(NO2)2……………………………………
45. Na3BO3………………………………………
46. (NH4)2SO4…………………………………
47. Hg(NO3)2…………………………………..
48. NaClO………………………….49. Ca(ClO)2……………………………………
50. NH4NO3…………………………………….
51. NaBrO………………………….
52. KIO3 ……………………………………..
53. KIO4 ……………………………………..
54. NaNO……………...…………………………
55. Na2SO3…………...………………………….
56. CaSO3 ………….............................................
57. Al2(CO3)3…………………………………..
58. CuSO4………………………………………..
59. Ca(IO4)2……………………………………..
60. BaS2O3………………………………………
61. FeS2O3………………………………………
62. NH4ClO………………………...63. Fe2(SO2)3…………………………………...
64. Fe2(SO3)3…………………………………...
65. CaCO3………………………………………..
66. KNO3…………………………………………
67. Na2SO4………………………………………
68. KNO2…………………………………………
69. SrCO3………………………………………..
70. AlPO4………………………………………...
71. KClO4………………………………………...
72. NaClO3………………………………………
73. CuBrO2………………………………………
74. K2SO3………………………………………...
75. Al2(SiO3)3…………………………………..
76. Sr(IO)2……………………………………….
77. Cu(BrO)2……………………………………
78. Mg(ClO2)2…………………………………
79. Al2(CO2S)3………………………………...
80. ZnS2O7……………………………………….
81. Li2S2O2………………………………………
82. Na2SO2………………………………………
83. Ba3(PO4)2…………………………………..
84. Na3AsO4…………………………………….
85. Mg(IO4)2……………………………………
86. Cd(ClO4)2…………………………………..
87. Na2CrO4……………………………………..
88. Cd(ClO3)2…………………………………..
89. Ca(NO3)2……………………………………
90. NaBrO3………………………………………
91. Fe(NO3)2……………………………………
92. Cu3(PO4)2…………………………………..
93. Ag2SO3………………………………………
94. Au(IO2)3…………………………………….
95. Fe(NO3)2……………………………………
96. Fe3(PO4)2…………………………………...
97. KClO2………………………………………..
98. Ag2B4O7…………………………………….
III.- hallar el subíndice “X” de las siguientes fórmulas
1. Fe(NO2)X nitrito férrico
2. Fe(SO4)X sulfato ferroso3. Cu(NO3)x nitrato de cobre II4. BaOx peróxido de bario5. Pb(ClO4)x perclorato de plomo6. AgxNO3 nitrato de plata7. CaClx cloruro de calcio8. Ca(HPO4)x ortofosfato ácido
de calcio9. HxS ácido sulfhídrico10. FxCa fluoruro de calcio11. Ca(ClO)x hipoclorito de calcio12. NxO óxido nitroso13. Na(HCO3)x bicarbonato de
sodio
ACIDIMETRIATITULACION ÁCIDO-BASE
I.- OBJETIVOS: Determinar la concentración en porcentaje de acidez que presentan los ácidos
orgánicos naturales. Demostrar la cantidad de gramos del reactivo de la solución y del titulante.
II.- FUNDAMENTO TEORICO:Titulación: es el proceso en el cual un reactivo de la solución, el titulante, se
añade cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete.
Estandarización de soluciones ácido-base: es el proceso por el cual se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma, para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario.
Estanándar primario: sustancia que cumple ciertos requisitos, que nos permite tomarlo como patrón y cuya solución que se prepare de ella, podamos estar seguros que es de concentración exacta.
Indicador: son sustancia que tomarán diferente coloración, de acuerdo a la concentración de los iones hidronios (H+) u iones oxidrilos (OH-), por lo que nos permitirá determinar el momento exacto en el que en la titulación se iguale la concentración del ácido con el de la base (punto de equivalencia).
Los indicadores ácidos-bases: son ácidos o bases orgánicos débiles que pueden usarse para detectar el punto de equivalencia en una reacción de neutralización ácido-base, en virtud de que sus formas ionizadas presentan colores diferentes.
Disoluciones amortiguadoras: es una combinación de un ácido débil y su sal, la disolución reacciona con pequeñas cantidades de ácidos o bases adicionadas de manera que el pH de la disolución permanezca constante. Los sistemas amortiguadores juegan un importante papel en el mantenimiento del pH de los fluidos biológicos
El pH en el punto de equivalencia de una titulación ácido-base depende de la hidrólisis de la sal formada en la reacción de neutralización. Para titulaciones de ácidos fuertes – bases fuertes, el pH del punto de equivalencia es 7. Para titulaciones ácidos débiles – bases fuertes el pH del punto de equivalencia es mayor que 7. Para las titulaciones ácidos fuertes – bases débil el pH del punto de equivalencia es menor que 7.
III.- PARTE EXPERIMENTAL:MATERIALES REACTIVOS E INDICADORES
Bureta HCl Matraz NaOH Vasos de precipitación fenolftaleina Pipeta Na2CO3
Piceta anaranjado de metilo Soporte universal agua destilada Muestra (naranja, fresa, leche, vinagre, jugo gástrico) Balanza analítica
IV.- TECNOLOGIA:Experimento #1:
En un erlenmeyer (matráz) de 250ml limpio, pipetee exactamente 5ml de Na2CO3 de concentración conocida, adicione aproximadamente 10ml de agua destilada y dos gotas de anaranjado de metilo. Agite
En una bureta limpia, agregue la solución de ácido clorhídrico hasta que marque cero (debe ser exacto)
Arme el equipo de titulación Deje caer gota a gota al erlenmeyer la solución del ácido , agitando
constantemente, hasta que la solución vire (cambio de coloración), y éste sea perenne
Experimento #2: Colocar en un erlenmeyer 2ml de ácido acético y agregar agua destilada hasta
completar 50ml y tres gotas de fenolftaleina En una bureta agregar una solución preparada con NaOH al 0,1N (50ml) Deje caer gota a gota al erlenmeyer la solución del ácido, agitando
constantemente, hasta que la solución vire (cambio de coloración), y éste sea perenne. (tener cuidado de no exceder las cantidades de gotas)
Experimento #3: Colocar en un erlenmeyer 2ml de ácido cítrico (fresa) y agregar agua destilada
hasta completar 50ml y tres gotas de fenolftaleina En una bureta agregar una solución preparada con NaOH al 0,1N (50ml) Deje caer gota a gota al erlenmeyer la solución del ácido, agitando
constantemente, hasta que la solución vire (cambio de coloración), y éste sea perenne. (tener cuidado de no exceder las cantidades de gotas)
Experimento #4: Colocar en un erlenmeyer 2ml de ácido cítrico (naranja) y agregar agua destilada
hasta completar 50ml y tres gotas de fenolftaleina En una bureta agregar una solución preparada con NaOH al 0,1N (50ml) Deje caer gota a gota al erlenmeyer la solución del ácido, agitando
constantemente, hasta que la solución vire (cambio de coloración), y éste sea perenne. (tener cuidado de no exceder las cantidades de gotas)
Experimento #5: Colocar en un erlenmeyer 2ml de ácido láctico y agregar agua destilada hasta
completar 50ml y tres gotas de fenolftaleina En una bureta agregar una solución preparada con NaOH al 0,1N (50ml) Deje caer gota a gota al erlenmeyer la solución del ácido, agitando
constantemente, hasta que la solución vire (cambio de coloración), y éste sea perenne. (tener cuidado de no exceder las cantidades de gotas)
Experimento #6: Colocar en un erlenmeyer 2ml de jugo gástrico y agregar agua destilada hasta
completar 50ml y tres gotas de fenolftaleina En una bureta agregar una solución preparada con NaOH al 0,1N (50ml) Deje caer gota a gota al erlenmeyer la solución del ácido, agitando
constantemente, hasta que la solución vire (cambio de coloración), y éste sea perenne. (tener cuidado de no exceder las cantidades de gotas)
Nota:Preparar la solución de NaOH al 0,1NPeso molecular del NaOH = 40g40g es a 1N cuántos gramos será para 0,1N, por regla de tres simple se determina: 0,4g
Formula para el cálculo del % y gramos:% del ácido = gasto de NaOH X N NaOH XEq.g X % / peso muestra
Formula:Experimento #2: NaOH + CH3COOH ………………. CH3COONa + H2O
Acetato de sodio
Experimento #3: C6 H8 O7 + NaOH ……………….. C5 H7 O5-COONa + H2O Citrato de sodio
Experimento #5: NaOH + CH3-CHOH-COOH …….. CH3-CHOH-COONa + H2OLactato de sodio
Experimento #6: NaOH + HCl …………… NaCl + H2O
EJERCICIOACIDIMETRIA
I.- esquematice cada uno de las experiencias:
II.- realizar los cálculos de cada uno de los experimentos:
TITULACIÓN ÁCIDO BASEEjercicios previos1. ¿Cuántos mililitros de una solución 6.0 M de H2SO4 se deben diluir para obtener 300 mL de una solución 0.15 M de este ácido?2. Si se disuelven 6.95 g de H2C2O4 · 2H2O en agua hasta obtener 400 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad de la solución de ácido oxálico dihidratado?3. El hidróxido de magnesio reacciona con el ácido clorhídrico de acuerdo a la siguiente reacción:
Mg(OH)2(s) + 2 HCl(ac) MgCl2(ac) + 2 H2O(l)¿Cuántos moles de Mg(OH)2 son necesarios para neutralizar 1.50x10-3 moles de HCl?
Investigación previa1. Investiga en qué consiste y cómo se calcula la siguiente unidad de concentración:a) Molaridad2. Investiga sobre la definición de ácidos y bases de Brønsted-Lowry.3. Describe los siguientes conceptos:- titulación- punto de equivalencia4. Resuelve el siguiente problema:Un estudiante tituló una solución de H2SO4con una solución de NaOH. Los datos que obtuvo fueron los siguientes:Volumen utilizado de la solución de H2SO4 10.00 mLLectura inicial del nivel de NaOH en la bureta 0.17 mLLectura final del nivel de NaOH en la bureta 21.68 mLMolaridad de la solución de H2SO4 utilizada 0.147 M
Considerando que la reacción que se lleva a cabo es:H2SO4(ac) + 2 NaOH(ac) Na2SO4(ac) + 2 H2O(l)
Calcula la molaridad de la solución de NaOH.5. Investiga las medidas de seguridad que debes tener al manipular soluciones de H2SO4
y de NaOH. Incluye en tu investigación la toxicidad de estas sustancias y qué hacer en caso de algún accidente con las mismas.6. Realiza los cálculos necesarios para preparar las soluciones que se indican en la sección A de esta actividad (pasos 1 y 7).
AntecedentesÁcidos y basesLos ácidos, las bases y las sales son quizá los compuestos químicos más comúnmente conocidos. Svante Arrhenius definió a un ácido como una sustancia que incrementa la concentración de iones hidrógeno (H+(ac) o H3O+(ac)) en solución acuosa. Por ejemplo:
HCl(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl-(ac) 1o en forma simplificada
HCl(ac) H+(ac) + Cl-(ac) 2También Arrhenius definió a una base como una sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en solución acuosa. Por ejemplo:
NaOH(s) O H2 Na+(ac) + OH-(ac) 3
Reacciones ácido-baseCuando los iones H+ de un ácido se combinan con los iones OH- de una base, se forma H2O, que es un compuesto molecular.
H+(ac) + OH-(ac) H2O(l) 4A esta reacción química se le conoce como reacción ácido base o de neutralización. Toda reacción de neutralización produce agua más una sal. Por ejemplo:
HCl(ac) + NaOH(ac) H2O(l) + NaCl(ac) 5Si examinamos las especies disociadas de la reacción, vemos que los iones de la sal son los mismos que el anión del ácido y el catión de la base, por lo que no cambian químicamente. A estos iones se les denomina iones espectador:[H+(ac) + Cl-(ac)] + [Na+(ac) + OH-(ac)] H2O(l) + [Na+(ac) + Cl-(ac)] 6
Esta ecuación se reduce a la ecuación iónica (Ec. 4) cuando los iones de la sal se cancelan en ambos lados.En esta actividad experimental vas a preparar soluciones de menor concentración a partir de soluciones concentradas, mediante un proceso de dilución. También determinarás la concentración de una solución básica mediante un proceso de titulación.
TitulacionesLa titulación es un proceso por medio del cual una solución de un reactivo se adiciona a un volumen dado de otra solución, hasta que la reacción se completa. Debes conocer la concentración de uno de los reactivos y a partir de ésta y de los volúmenes medidos, podrás calcular la concentración de la segunda solución.En una reacción ácido base, el fin de la reacción o punto de equivalencia lo podrás detectar colocando una sustancia que muestra un cambio de color muy notorio cuando pasa de su forma ácida a su forma básica. A esta sustancia se le conoce como indicador. Un indicador es un colorarte orgánico que cambia de color a una cierta concentración de iones H+ (o de iones OH-).
Al seleccionar un indicador debes asegurarte que su cambio de color (punto final), ocurra cuando la concentración de iones H+ corresponda al punto de equivalencia. Un indicador muy común es la fenolftaleína, cuya estructura es:
(Incoloro) (Rosa intenso)
Fenolftaleína
Objetivosa) Determinar la concentración de soluciones ácidas por titulación ácido base.b) Preparar y valorar soluciones.Conceptos- Concentración de una solución.- Dilución de una solución.- Ácidos y bases.- Reacciones de neutralización.- Punto de equivalencia.Material y reactivos
- Vaso de precipitados de 100 mL- Bureta de 25 mL- 6 matraces Erlenmeyer de 125 mL- Matraz aforado de 50 mL y 100 mL- Pipetas volumétricas- Agitador de vidrio.- NaOH químicamente puro.- Solución 6 M de H2SO4
- Fenolftaleína
A. Preparación de soluciones 0.1 M de NaOH y 0.12 M de H2SO4.1. Pesa la cantidad necesaria de NaOH para preparar 100 mL de una solución 0.1 M deNaOH. Muestra tus cálculos a tu profesor al inicio de la sesión.2. Coloca en un vaso de precipitados la masa de NaOH que calculaste.3. Añade 30 mL de agua destilada para disolver el NaOH.4. Con cuidado, coloca la solución en el matraz aforado.5. Añade tanta agua destilada como sea necesario para aforar la solución. Con cuidado, agita el matraz constantemente mientras añades el agua.6. Rotula tu solución, indicando la concentración y el reactivo del cual se trata.7. Calcula el volumen necesario de una solución 6 M de H2SO4 para preparar 50mL de una solución 0.12 M de H2SO4. Muestra tus cálculos a tu profesor antes de preparar la solución.8. Obtén la muestra de la solución 6 M de H2SO4 y colócala en el matraz aforado.9. Con cuidado, añade agua destilada al matraz, agitando constantemente. Llena el matraz hasta la marca.10. Rotula tu solución, indicando la concentración y el reactivo del cual se trata.
B. Titulación de H2SO4 con NaOH.1. Utilizando una pipeta volumétrica obtén 6 porciones, de 5.00 mL cada una, de la solución0.12 M de H2SO4 y colócalas en igual número de matraces Erlenmeyer de 125 mL.2. Coloca aproximadamente 20 mL de agua destilada y 5 gotas de fenolftaleína en cada uno de los tres matraces. La cantidad exacta de agua no es importante, porque el H2SO4
reaccionará únicamente con NaOH.3. Llena la bureta con la solución de NaOH preparada en la sección A y deja que la solución drene hasta que la punta no tenga burbujas. Completa el nivel de la bureta.4. Toma la lectura de la bureta con la mejor precisión que te sea posible y regístrala.5. Titula una de la muestras de solución de H2SO4 con la solución de NaOH. Agita permanentemente el matraz que contiene tu muestra para asegurar un mezclado completo.A medida que se acerca el punto final, la solución en el matraz se torna color rosa. Ante el primer tono color rosa, detén la adición de NaOH y agita perfectamente el matraz. A partir de ese momento coloca una gota de la base, agita y espera unos 30 segundos. Si el color rosa tenue desaparece, sigue adicionando gota a gota. Si el color rosa tenue permanece, detén la adición de NaOH. Recuerda que la fenolftaleína es incolora en medio ácido y adquiere un color rosa intenso en medio básico.6. Lee el nivel de la solución en la bureta con la mejor precisión que te sea posible.7. Titula las otras muestras de H2SO4 repitiendo del paso 3 al 6.8. Calcula la molaridad de la solución de H2SO4 a partir de la concentración de tu solución de NaOH. Si las molaridades que calculas no coinciden hasta la segunda cifra
significativa, necesitarás más práctica. Prepara otras dos muestras de solución de H2SO4
y repite del paso 1 al 6.9. Calcula la molaridad promedio de la solución de NaOH.10. Con cuidado, deposita la solución de H2SO4 sobrante en el contenedor designado por tu profesor de laboratorio para tal efecto.
Hoja de resultadosMasa de NaOH ____________________ gConcentración de la solución de NaOH preparada ____________________ MVolumen necesario de solución 6 M de H2SO4 ____________________ mL
Muestra Volumen de NaOH Concentración del H2SO4
12:
Concentración promedio: _______________ M
CINETICA QUIMICAI.- OBJETIVO:
Estimar los efectos producidos por la influencia de la temperatura, la concentración, el grado de división de los reactivos y los catalizadores en la velocidad de una reacción quimica
Interpretar y explicar cualitativamente la velocidad de una reacción en un sistema a temperaturas variables y constantes
II.- FUNDAMENTO TEORICO:La cinética química estudia la velocidad de reacción y sus mecanismos, teniendo
en cuenta los factores que influyen la magnitud que lo origina en dicha velocidad, como la temperatura, los agentes catalizadores, la concentración de las especies reaccionantes, el grado de división de los reactantes (naturaleza de los reactantes), energía de activación, etc. Para ello es necesario tener en cuenta los métodos a aplicarse para su estudio.
La clasificación de las reacciones químicas de acuerdo con el número y tipo de fases se dividen en: sistemas homogéneos (si se efectúa en una sola fase) y heterogéneos (si al menos exista dos fases durante la velocidad de reacción). Otras modalidades de clasificación pueden ser de la siguiente manera: reacciones exotérmicas, endotérmicas, reversibles, irreversibles, simples, múltiples y elementales.
Además de estas clasificaciones ya mencionadas tenemos: las catalíticas y las no catalíticas. En la primera la velocidad esta alterada por la presencia de materiales que no son reactantes ni productos llamados catalizadores y que actúan en la mezcla reaccionante como mediares, retardando o acelerando la reacción.
La velocidad de una reacción química es la rapidez con que se transforma una determinada sustancia reaccionante o se forma un producto. Cuantitativamente se expresa como los moles de un componente producido o consumido por unidad de tiempo, por unidad de volumen y es igual a la velocidad del cambio de concentración del componente con el tiempo.
Si en determinada reacción química mantenemos constante la naturaleza de los reactivos y consideramos otros factores que influyen a las velocidades, tenemos a la concentración. En la teoría molecular de la materia, es lógico aceptar que para la reacción de dos moléculas deben ponerse en contacto. Por tanto las reacciones químicas dependen de los choques entre las partículas reaccionantes, átomos, moléculas o iones. Este modelo sobre velocidades de reacción se denomina “teoría de las colisiones o de los hoques” y proporciona una base acertada para comprender el efecto de la concentración. El aumento de número de partículas contenidas en un volumen determinado, aumenta la frecuencia de los choques, la que se traduce en una mayor velocidad de reacción.
La energía de activación es la cantidad de energía potencial que debe superarse antes de que se efectúe una reacción química específica. Para Arrhenius, es la cantidad mínima de energía necesaria para hacer que las moléculas que chocan sean lo suficientemente excitadas para permitir la reacción química.
III.- PARTE EXPERIMENTAL:MATERIALES REACTIVOS
Tubos de ensayo aluminio Gradilla ácido clorhídrico al 3M Mechero permanganato de potasio al 1M Pisceta sulfato cúprico
Bagueta ácido oxálico pinza Sulfato ferroso cronómetro formaldehído vasos de precipitado hidróxido de sodio espátula nitrato de palta 0,5M mortero hidróxido de amonio pipetas agua destilada
IV.- TECNOLOGIA:Experimento #1: velocidad de reacción según el grado de división de los reactantes (naturaleza de los reactantes)
Colocar en dos tubos de ensayo 0.5g de aluminio, en uno de los tubos el aluminio pulverizado y en el otro tubo barra de aluminio.
Posteriormente adicionar gota a gota de HCl al 3M, observar Experimenta con el mismo procedimiento, pero esta vez utilizando caliza
(mármol).
Experimento #2: velocidad de reacción en sistemas homogéneos En dos tubos de prueba colocar 2ml de permanganato de potasio al 1M y dos
gotas de ácido sulfúrico concentrado Luego agregar al primer tubo 1ml de solución de ácido oxálico (C2O4) y al
segundo tubo agregar 1ml de solución sulfato ferroso. Observar y controlar el tiempote reacción.
Experimento #3: velocidad de reacción según la temperatura. En dos tubos de ensayo colocar 2ml de solución diluida de sulfato cúprico
CuSO4
Luego añadir al primer tubo 0,5ml de solución acuosa de hidróxido de sodio NaOH, dejar al medio ambiente.
El segundo tubo calentar hasta ebullición y después de retirarlo del fuego, añadir 0,5ml de solución acuosa de NaOH
Observa la diferencia y saque sus propias conclusiones
Experimento #4: velocidad de reacción según la concentración: En cuatro tubos de ensayo colocar 2ml de formaldehído HCHO concentrado y
luego añadir agua destilada a tres de ellos en la siguiente proporción: al primero 2ml, al segundo 3ml al tercero 4ml
En otros cuatro tubos de ensayo agregar 2ml de nitrato de plata AgNO3 al 0,5M y añadir 5 gotas de hidróxido de amonio concentrado NH4OH(cc) a cada uno de ellos. Esta solución es conocida como nitrato de plata amoniacal
Luego adicionar la solución de nitrato de plata amoniacal a los cuatro tubos iniciales que contiene el HCHO en diferentes concentraciones
Agitar y dejar reposar, observar y controle el tiempo en que se producen los cambios (reacciones químicas).
Experimento #5: velocidad de reacción en las reacciones reversibles: En un tubo de ensayo colocar 0,5g de cristales de yodo (Iº); luego agregar 2ml
de agua, trata de disolver. Posterior añadir pequeñas cantidades de cristales de
yoduro de potasio (KI), mover para tratar de disolver. Se forma una solución troyoduro de potasio.
Al tubo que contiene la solución de triyoduro de potasio (KI3), agregar gota a gota cloroformo, agitamos y observamos.
EJERCICIOCINETICA QUIMICA
I.- esquematice cada una de las experiencias realizadas:
II.- resuelva las siguientes preguntas:Experimento #1: el grado de división de los reactantes (naturaleza de los reactantes)1.- ¿en que tubo de prueba la reacción se desarrolla con rapidez y por qué? ¿Qué factores intervienen?
2.- ¿formule la ecuación química y resalte los productos finales?
Experimento #2: velocidad de reacción en sistemas homogéneos1.- ¿en cuál de los tubos la disolución se decolora con mayor rapidez y por qué?
2.- formule las ecuaciones químicas en ambos casos.
Experimento #3: velocidad de reacción según la temperatura.1.- interprete las reacciones químicas: cual de ellos pertenece al primero y segundo tubo de ensayo, y por que los productos no son iguales.
CuSO4 + NaOH …………………….. Cu OH2 + Na2SO4
CuSO4 + NaOH …………………….. CuO + Na2SO4 + H2O
Experimento #4: velocidad de reacción según la concentración:1.- ¿Cuáles son los resultados obtenidos en los cuatro tubos de ensayo finales? ¿Realice un cuadro comparativo de la velocidad de reacción según la concentración en su experiencia?
2.- ¿según Gulberg y Waage anunciaron lo siguiente “ley de acción de masas”, en qué consiste esta ley fundamente?
Experimento #5: velocidad de reacción en las reacciones reversibles:1.- ¿Cuál seria tu conclusión al respecto, y cuál seria la ecuación química formule?
ELECTROQUIMICAI.- OBJETIVOS.
Entender que la electricidad causa reacciones químicas no espontáneas (electrolisis)
II.- FUNDAMENTO TEORICO:Estudia los fenómenos y cambios de transformación de energía a partir de
sustancias eléctricas. La electroquímica estudia entre el fenómeno eléctrico y los químicos. La electricidad es después del calor el agente `poderoso que interviene con más frecuencia. Las reacciones químicas, en estudios de sus efectos así como la transformación de la energía química y eléctrica, pertenecen a la electroquímica. Algunos cuerpos permiten el pasaje de la corriente eléctrica y se llama conductores.
Son conductores por ejemplo el cobre, la plata, el hierro y el aluminio, hay otros que no permiten el pasaje de la electricidad y son malos conductores o aisladores, tales es el caso de la madera, el vidrio, el jebe, etc.
Las sustancias buenas conductoras de la electricidad pueden clasificarse en: Conductores de primera clase: son aquellos que dejan pasar la corriente sin que
sufran alteraciones algunas en su composición entre estos podemos citar a los metales.
Conductores de segunda clase: que son aquellos que se descomponen y conducen la corriente eléctrica, estos reciben el nombre de electrolitos ejemplo: soluciones acuosas ácidos, bases y sales.
II.- PARTE EXPERIMENTAL:MATERIALES REACTIVOS
Agitador (bagueta) CuSO4
Cuba electrolítica H2SO4 cc Fuente de corriente continua agua destilada Electrodos (grafitos) NaCl Tubos de prueba piceta
III.- TECNOLOGIA:Experimento #1: electrolisis del agua (descomposición del agua)
En una cuba electrolítica, vaciar 250ml de agua destilada. Agregar 2ml de H2SO4
concentrado. Agitar Con la solución preparada, llenar 2 tubos de prueba y tapar con papel, para
introducir en la cuba pero boca abajo Luego introducir dentro de los tubos de prueba los electrodos conectados al
generador de corriente continua de electricidad (usa pilas en cuatro series o un transformador)
Observa la producción de burbujas de hidrógeno en el cátodo y oxigeno en el ánodo
1. las reacciones del ánodo y la del cátodo, se dan simultáneamente y son partes de un solo proceso. Se suman:
Cátodo: 4H+ + 4e …… 2H2
Ánodo: 4OH- - 4e …... O2 + 2H2O…………………………………………………………………………
Electrolisis 4H+ + 4OH- ------------- 2H2 + O2 + 2H2O
Experimento #2: electrolisis del CuSO4
En una cuba electrolítica vaciar 250ml de solución acuosa de CuSO4 (200g /L). agitar
La solución preparada llenar en un tubo de ensayo e introducir en la cuba electrolítica, con el tubo boca abajo.
Luego introducir en la solución del tubo de ensayo el electrodo (ánodo) y el cátodo quede libre en la solución de la cuba electrolítica
Dejar que efectúe la electrólisis. Observar que en el cátodo se deposita el cobre y en el ánodo se producirá el
oxigeno.1. las reacciones del ánodo y la del cátodo, se dan simultáneamente y son
partes de un solo proceso. Se suman:
Cátodo: 2Cu2+ + 4e ……… 2CuºÁnodo: 4OH- - 4e ……... 2H2O + O2……………………………………………………………………………
Electrolisis: 2Cu2+ + 4OH- ------- 2Cu + 2H2O + O2
La ecuación química:2CuSO4 + 2H2O …………………… 2Cu + O2 + 2H2SO4
Experimento #3: electrolisis del cloruro de sodio En una cuba electrolítica, vaciar 250ml de solución acuosa de NaCl (310g/L).
agitar La solución preparada, llenar a 2 tubos de ensayo e introducir en la cuba
electrolítica, boca abajo como las anteriores Posterior meter en la solución los electrodos, de tal manera que el ánodo y el
cátodo estén dentro de los tubos Suministrar la corriente continua Observar que en el ánodo se producirá cloro y en el cátodo hidrógeno
1. las reacciones del ánodo y la del cátodo, se dan simultáneamente y son partes de un solo proceso. Se suman:
Cátodo: 2H+ + 2e …………….. H2
Ánodo: 2Cl- - 2e …………….. Cl2………………………………………………………………….
2H+ + 2Cl- ---------------------------- H2 + Cl2La ecuación quimica:
2NaCl + 2H2O ………………. H2 + Cl2 + 2NaOH
EJERCICIOELECTROQUIMICA
I.- esquematice cada una de los experimentosII.- tus conclusiones finales respecto a las experiencias.
DETERMINACIÓN DE DENSIDADES
Ejercicios previos1. Un bloque de madera tiene una masa de 29.75 g y mide 6.5 cm de largo por 3.7 cm de ancho por 1.9 cm de alto. Calcula el volumen y la densidad del bloque de madera. Reporta tu resultado con el número de cifras significativas y con las unidades apropiadas.Volumen ___________ Densidad ___________2. Un sólido de forma irregular, cuya masa es de 12.876 g, fue colocado en una probeta que contenía inicialmente un líquido inerte al sólido. El volumen inicial del líquido era de 5.12 mL. El sólido quedó completamente sumergido en el líquido y el volumen total fue de 8.71 mL. Calcula la densidad del sólido.Densidad ___________3. A 0°C y 760 torr, el osmio, el elemento más denso de la tabla periódica, tiene una densidad de 22.5 g/mL, mientras que el hidrógeno, el elemento menos denso, tiene una densidad de0.00009 g/mL. Calcula el volumen ocupado por 1.5 g de cada elemento. Expresa tus resultados en litros.Volumen del Osmio ___________Volumen del Hidrógeno___________
Investigación previa1. Investiga al menos dos métodos para determinar la densidad de una sustancia.2. Busca la densidad de las siguientes sustancias: aluminio, hierro, vidrio, mercurio, agua, hielo, oro, etanol, azúcar, glicerina, aire, helio. Ordénalas de mayor a menor.3. Reporta en tu bitácora, en forma de una tabla, la densidad del agua en función de la temperatura en el rango de 10°C a 30°C.
AntecedentesLa densidad es una propiedad característica de cada sustancia y es útil para identificarlas. La densidad se define como la masa por unidad de volumenVm bien o , volumen masaDensidad La densidad es una propiedad física intensiva; las propiedades intensivas son aquellas cuyo extensivas, éstas dependen de la cantidad de sustancia medida; la masa y el volumen son ejemplo de estas propiedades. En general la densidad de los sólidos es mayor que la de los líquidos y ésta es mayor que la de los gases.En este experimento determinarás la densidad de un líquido y de un sólido. Todas tus mediciones deben ser registradas con el número correcto de cifras significativas e indicando la incertidumbre.Al hacer tus cálculos y reportar tus resultados, debes considerar las cifras significativas apropiadas. Ten en cuenta que la densidad de un líquido o de un sólido puede variar cuando hay cambios en su temperatura, por lo que es necesario que registres la temperatura de la sustancia a la cual hiciste la medición de la densidad. Comúnmente las mediciones de densidad de una sustancia se hacen a temperatura ambiente.
Objetivosa) Medir la densidad de sustancias líquidas y sólidas.b) Cuantificar propiedades intensivas a partir de la medición de propiedades extensivas.Conceptos
- Manejo de cifras significativas e incertidumbres en las mediciones indirectas.- Propiedades intensivas y extensivas.- Densidad de una sustancia.- Propagación de errores.Material y reactivos- Balanza digital y balanza granataria- Probeta graduada de 25 mL- Pipeta volumétrica de 20 mL- Matraz Erlenmeyer de 125 mL- Vaso de precipitados de 30 mL y 100mL- Termómetro- Etanol o glicerina- Agua destilada
ProtocoloA. Densidad del agua1. En la balanza granataria pesa un matraz Erlenmeyer de 125 mL. Asegúrate que el matraz este limpio y seco. Es recomendable que utilices guantes de látex para manipular el matraz, evitando con ello que restos de grasa y polvo alteren tus mediciones.2. Coloque agua en el vaso de precipitados del 100 mL y deje que su temperatura se equilibre con la del medio ambiente.3. Registre la temperatura del agua que se encuentra en el vaso.4. Con una pipeta volumétrica toma 20 mL de agua destilada y ponlos en el matraz.5. Pesa el matraz con el agua y determina la masa del agua.6. Repite 4 veces más el procedimiento del paso 3 al 5, sin desechar el agua previamente puesta en el matraz.7. Registra tus datos y reporta tus resultados en la tabla A.8. Calcula el volumen de la pipeta volumétrica a partir de la densidad experimental del agua a la temperatura de trabajo.
B. Densidad de un líquido desconocido1. En este experimento utilizarás un líquido desconocido que te proporcionará tu profesor de laboratorio.2. En la balanza granataria pesa un vaso de precipitados de 30 mL, limpio y seco.3. Con una pipeta volumétrica toma 20 mL del líquido y ponlos en el vaso.4. Pesa el vaso con el líquido y determina la masa del líquido.5. Repite 2 veces más el procedimiento del paso 2 al paso 4.6. Coloca el líquido desconocido en un recipiente, que tu profesor de laboratorio te indicará, para su confinación adecuada. Nunca tires las sustancias en la tarja.7. Registra tus datos y reporta tus resultados en la tabla B.C. Densidad de un sólido1. Para este experimento es necesario que traigas al laboratorio 10 monedas de igual denominación.2. Coloca 15 mL de agua en una probeta de 25 mL y lee el volumen en este último instrumento.3. Pesa una moneda.4. Con cuidado coloca la moneda en el interior de la probeta. La moneda debe quedar completamente sumergida en el agua. Agita ligeramente la probeta para remover las burbujas de aire que pudieran haberse formado.5. Registra el volumen del líquido.
6. Calcula el volumen de la o las monedas.7. Calcula la densidad de las monedas.8. Repite el procedimiento del paso 3 al 7 con el resto de las monedas.9. Reporta tus resultados en la tabla C.
Hoja de resultadosTabla A. Densidad del aguaMasa del matraz vacío: ______________g
Densidad promedio del agua _________ g/mL, a la temperatura _______ °C.Recuerda que en tu bitácora debes reportar los siguientes cálculos:a. Masa del agua.b. Densidad del agua en cada prueba.c. Densidad promedio.
Tabla B. Densidad de un líquido desconocido
Densidad promedio del líquido _________ g/mL, a la temperatura _______ °C.No olvides reportar en tu bitácora los siguientes cálculos:a. Masa del líquido.b. Densidad del líquido en cada prueba.c. Densidad promedio.
Tabla C. Densidad de un sólidoPrueba 1 …..
Masa de la monedaVolumen inicial de agua en la probetaVolumen final de agua en la probetaVolumen de la monedaDensidad de la moneda
Densidad promedio de la moneda _________g/mL, a la temperatura ______°C.En tu bitácora debes registrar los siguientes cálculos:a. Volumen de cada moneda.b. Densidad.c. Densidad promedio.
Prueba 1 Prueba 2 . . .
Volumen de aguaMasa del matraz + aguaMasa del aguaDensidad
Prueba 1 ….Masa del vaso vacíoVolumen del líquidoMasa del vaso + líquidoMasa del líquidoDensidad del líquido
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GLOSARIO
ADHESIÓN: es la atracción entre partículas
AGATA: variedad de cuarzo, compacto, vítreo y traslúcido
ATOMO: estructura que forma la unidad básica de todo elemento y capaz de intervenir en una combinación quimica
ATRACCIÓN: propiedad por el cual dos cuerpos tienden a acercarse
CALOR ESPECIFICO: cantidad de calor necesario para elevar en un grado la temperatura de un gramo de una sustancia
COMBURENTE: que activa una combustión
COMBUSTIBLE: que puede arder
COMBUSTIÓN: acción y efecto de quemar o arder, combinación de un cuerpo combustible con otro comburente con producción de calor y luz
COHESIÓN: es la atracción entre moléculas
COMPRENSIBILIDAD: es la disminución de volumen de un cuerpo por acción de una fuerza externa (presión) es mucho mayor en los gases que en los líquidos y en los sólidos
DENSIDAD: es la masa por unidad de volumen de un cuerpo (densidad absoluta)
DIFUSIÓN: fenómeno mediante el cual las moléculas de varios fluidos situados en un mismo recinto, debido a su movimiento continuo tienden a formar una mezcla homogénea.
DUCTIBILIDAD: es la propiedad por la cual ciertos cuerpos pueden extenderse en alambres o hilos muy delgados, por medios mecánicos, pero sin llegar a romperse.
DUREZA: es la resistencia que ofrecen los cuerpos a ser rayados, depende de la cohesión de los mismos.
ELASTICIDAD: propiedad de los cuerpos en virtud de la cual recobran su extensión y figura primitivas tan pronto cesa la acción de la fuerza que las alteraba
ESPECTROMETRIA: estudio cuantitativo de los espectros, es decir, de las intensidades de las radiaciones electromagnéticas de diversa longitud de ondas emitidas o absorbidas por las sustancias.
FASE: cada una de las partes homogéneas físicamente separables de un sistema formado por sustancias
FLUIDOS: es la propiedad de las sustancias, que son capaces de desplazarse, venciendo las fuerzas de atracción entre las moléculas que originan una resistencia interna a este desplazamiento relativo. Se presenta en los líquidos y los gases
FLUORESCENCIA: propiedad que tienen algunas sustancias de mostrarse pasajeramente luminosos, debido a que son capaces de recibir energía radiante de longitud de onda corta (por ejemplo: rayos gamma, rayos X, rayos ultravioletas) o que absorbe energía radiante de una longitud de onda que esta en el intervalo detectable por el ojo humano
FUERZAS INTERMOLECULARES: son las fuerzas que existen entre las moléculasINTERFASE: superficie que separa dos fases no miscibles
MALEABILIDAD: es la propiedad que tiene los cuerpos para ser reducidos a láminas muy delgadas, es decir, sometidos a esfuerzos de compresión
MOL: viene a ser molécula gramo, es decir, números de gramos de una sustancia, igual al que expresa su peso molecular
MOLECULA: es la parte más pequeña de una sustancia que puede existir y conservar las propiedades físicas de ella. Además, es la asociación de átomos eléctricamente neutros que forman una sustancia estable
OSMOL: es igual al peso molecular de la sustancia en gramos, dividido entre el número de partículas que se mueven libremente, liberadas por cada molécula al disolverse.
OSMOLARIDAD: es el número de osmoles por litro
PARTICULA: parte pequeña de un cuerpo
PLASTICIDAD: propiedad por el cual los cuerpos no recobran su forma original cuando cesa la causa que lo deformaba.
TAUTOMERO: fenómeno por el cual una sustancia presenta comportamiento o propiedades de dos sustancias: químicamente es la unión de dos sustancias en equilibrio
TENACIDAD: es la resistencia que ofrecen los cuerpos a romperse por tracción (tomando las fuerzas por los extremos y hacia fuera)
TERATOGENO: se le denomina así a las sustancias y agentes físicos que pueden producir malformaciones congénitas que aparecen en los recién nacidos
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
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Edición. Edit. Limusa, MacGraw-Hill, Mexico 19864. Wihtten, Kennet W. Química General. 3ra Edición Mexico. Edit. MacGraw-Hill,
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