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INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL ELABORADO POR: FRANCISCO RAMÍREZ VANEGAS C.C 7727027 JOSE DAVID RAMIREZ PARDO C.C 80203306 DANIEL ROLANDO CARMONA AYALA C.C 1010184823 VICTOR JULIO GUTIERREZ C.C GRUPO: 201102-5 TUTOR. ING. BIBIANA NIETO.

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INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO

QUÍMICA GENERAL

ELABORADO POR:

FRANCISCO RAMÍREZ VANEGAS C.C 7727027

JOSE DAVID RAMIREZ PARDO C.C 80203306

DANIEL ROLANDO CARMONA AYALA C.C 1010184823 

VICTOR JULIO GUTIERREZ C.C

GRUPO: 201102-5

TUTOR. ING. BIBIANA NIETO.

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA “UNAD”

ESCUELA DE CIENCIAS BÁSICAS EN TECNOLOGÍA E INGENIERÍA.

FEBRERO DE 2013.

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INTRODUCCIÓN

El siguiente trabajo tiene como objetivo afianzar nuestros conocimientos y entender la

importancia de la química en los campos de formación para beneficio de cada una de

nuestras labores de la vida diaria. Comprender cada una de las prácticas en los laboratorios y

coordinar la utilidad de materiales, equipos las normas de seguridad y el manejo adecuado de

cada uno de estos instrumentos. Conocer las propiedades físicas de la materia, el volumen, la

masa, densidad en líquidos y sólidos. La ley y la teoría científica de Charles la cual está

relacionada con el volumen de un gas y su temperatura, en condiciones de presión constante,

mezclas homogéneas de dos o más componentes. Tomar conciencia de la gran importancia

de la química y la facilidad que brinda al estudiante de la Universidad Nacional Abierta a

Distancia.

JUSTIFICACIÓN

Este trabajo es parte importante en la formación e identificación del estudiante y en cada una

de las etapas de la química general, para la utilización de las herramientas representadas en

el laboratorio y estrategias para que los estudiantes se interesen y entiendan la importancia

del análisis de los datos recopilados, y los conocimientos adquiridos en los diferentes

prácticas realizadas , investigando y aplicando las teorías en las practicas de los laboratorios

para el aprendizaje integral de los estudiante de la Universidad Nacional Abierta a Distancia.

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OBJETIVOS

GENERAL

Establecer casos experimentales por medio del desarrollo de los laboratorios propuestos para el

curso de química general, en donde se estudien tema, tales como:

Densidad

Ley de Charles

Soluciones

Destilación

ESPECÍFICOS

Conocer el uso de diversos materiales de laboratorio.

Determinar las densidades de distintos líquidos (agua, alcohol)

Determinar densidades de distintos sólidos

Determinar proporcionalidad entre masa y volumen de distintas medición en cuerpos

líquidos y sólidos

Identificar los principios de la ley de Charles y sus componentes científicos

Identificar de acuerdo a la ley de Charles la proporcionalidad existente entre

temperatura y volumen

Determinar los procedimientos y cálculos para la realización de solución

Preparar soluciones de diversas concentraciones

Preparar soluciones por dilución.

Realizar el proceso de destilación determinando la densidad del líquido inicial y del

líquido final.

MARCO TEÓRICO

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PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS SÓLIDOS Y LÍQUIDOS:

Las propiedades físicas de la materia son aquellas que pueden medirse y observarse sin que

se afecten la naturaleza o composición originales de las sustancias porque su estructura

molecular no cambia durante la medición. Toda propiedad que se puede medir es una

magnitud. Las magnitudes que se miden directamente con un patrón de referenciase

denominan fundamentales, y las que se miden a partir de las fundamentales se llaman

derivadas. En este trabajo mediremos el volumen, la masa y la densidad de líquidos y

sólidos.

La determinación de las densidades de los sólidos se basa en el Principio de Arquímedes.

PRINCIPIO DE ARQUÍMEDES.

Se define la densidad como el cociente entre la masa y el volumen de un cuerpo.

“Todo cuerpo sumergido en un fluido experimenta un empuje vertical, y dirigido hacia arriba,

igual al peso del fluido desalojado”.

LEY DE CHARLES

En el año 1987, Jacques Charles observó la relación entre el volumen de un gas y su

temperatura, en condiciones de presión constante. Encontró que cuando una muestra de gas

se calienta, su volumen aumenta. En términos de la teoría cinética esto significa que al

aumentar la temperatura, la velocidad de las moléculas aumenta y el volumen ocupado por el

gas es mayor. La Ley de Charles se cumple si la temperatura se expresa en una escala

absoluta. En resumen, la Ley de Charles enuncia la relación de proporcionalidad directa entre

el volumen de una muestra de gas y su temperatura absoluta, si la presión permanece

constante.

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Los principios fundamentales de la teoría cinética son los siguientes:

El número de moléculas es grande y la separación media entre ellas es grande comparada

con sus dimensiones. Por lo tanto ocupan un volumen despreciable en comparación con el

volumen del envase y se consideran masas puntuales.

Las moléculas obedecen las leyes pero individualmente se mueven en forma aleatoria, con

diferentes velocidades cada una, pero con una velocidad promedio que no cambia con el

tiempo. 

Las moléculas realizan choques elásticos entre sí, por lo tanto se conserva tanto el

momento lineal como la energía cinética de las moléculas.

Las fuerzas entre moléculas son despreciables, excepto durante el choque. Se

considera que las fuerzas eléctricas o nucleares entre las moléculas son de corto

alcance, por lo tanto solo se consideran las fuerzas impulsivas que surgen durante el

choque.

El gases considerado puro, es decir todas las moléculas son idénticas.

El gas se encuentra en equilibrio térmico con las paredes del envase.

Estos postulados describen el comportamiento de un gas ideal. Los gases reales se

aproximan a este comportamiento ideal en condiciones de baja densidad y

temperatura. 

SOLUCIONES

Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes. El ser Homogéneas

significa que las propiedades físicas y químicas son iguales en cualquier parte de la solución.

Además, cuando se observa una solución a simple vista solo se distingue una fase, sea

líquida, sólida o gaseosa. Los componentes de la solución se denominan soluto y solvente.

Soluto es el componente que se disuelve. Solvente es el componente en el cual el soluto se

disuelve. Distinguir en una solución, cual es el soluto y el solvente, a veces se dificulta. Por

regla general, el solvente es el componente cuyo estado de la materia es igual al de la

solución final. Por ejemplo, si mezclamos sólidos y líquidos y la solución resultante es sólida,

entonces el solvente es el sólido. Cuando los componentes se encuentran en el mismo

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estado de la materia, el solvente será el que se encuentra en mayor proporción. Las unidades

de concentración expresan la relación de las cantidades de soluto y solvente que se tomaron

para preparar la solución. Las principales unidades de concentración son: porcentaje en peso

(o porcentaje en masa) % w/w; porcentaje en volumen, % v/v; porcentaje peso –volumen; %

p/v; concentración molar o molaridad (M); concentración molal o molalidad (m) y

concentración normal o normalidad (N). Revise en el módulo las unidades de concentración.

DESTILACIÓN

La destilación es la operación de separar, mediante evaporización y condensación, los

diferentes componentes líquidos, sólidos disueltos en líquidos o gases licuados de una

mezcla, aprovechando los diferentes puntos de ebullición (temperaturas de ebullición) de

cada una de las sustancias ya que el punto de ebullición es una propiedad intensiva de cada

sustancia, es decir, no varía en función de la masa o el volumen, aunque sí en función de la

presión. En la destilación simple los vapores producidos son inmediatamente canalizados

hacia un condensador, el cual los refresca y condensa de modo que el destilado no resulta

puro. Su composición será idéntica a la composición de los vapores a la presión y

temperatura dados y pueden ser computados por la ley de Raoult.

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PRACTICA NO. 1- Reconocimiento de materiales de laboratorio y normas de

seguridad de trabajo en el laboratorio.

PROCEDIMIENTO

PARTE I. MATERIAL DE LABORATORIO

1. Investigue previamente sobre el material de laboratorio empleado en los

laboratorios de química, haga particular hincapié en sus especificaciones y uso.

(Busque imágenes o fotografías que muestren sus formas).

2. Examine cuidadosamente el material de laboratorio suministrado.

3. Complete la siguiente matriz de acuerdo a sus observaciones:

Tabla 1. Resultados experimentales para la práctica 1.

4. Clasifique el material observado de acuerdo a las siguientes categorías:

Material volumétrico (utilizados para medir volúmenes exactos)

Material de calentamiento (que puede calentarse)

Material de sostenimiento

Otros usos (para medir temperatura, para medir variables físicas, otros)

5. ¿Qué puede concluir a partir de los resultados de los puntos 3 y 4?

Solución

1. INSTRUMENTOS DE LABORATORIO

Materiales en los que se combinan sustancias

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Los materiales en los que se combinan las sustancias están fabricados con vidrio

óptico, vidrio de Jena o vidrio duro. Éstos, debido a su composición, son muy

resistentes a la acción de los reactivos químicos y/o los cambios bruscos de

temperatura. Algunos nombres comerciales de estos tipos de vidrio son el Pyrex y

el Kimax. Algunos ejemplos de estos materiales son:

Tubo de ensayo

Vaso de precipitados

Matraz Erlenmeyer

Matraz de fondo plano

Matraz de destilación

Los materiales de vidrio que no se utilizan para calentar sustancias están

elaborados con otros tipos de vidrio.

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Materiales para medir volúmenes

Los materiales para medir volúmenes son de vidrio o de plástico transparente y

están graduados. Algunos de estos materiales son:

Probeta

Pipeta

Bureta

Matraz aforado

Materiales de soporte y sujeción

En cuanto a los materiales de soporte y sujeción, con excepción de la gradilla, que

puede ser de madera o de plástico, son de metal. Algunos de los materiales que

pertenecen a esta clasificación son:

Soporte universal con anillo de fierro, pinzas para bureta y tela de alambre

con asbesto

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Gradilla para tubos de ensayo

Tripié y triángulo de porcelana

Pinzas para tubo de ensayo

Pinzas para crisol

Pinzas de 2 o 3 dedos con nuez

     Otros materiales del laboratorio escolar son:

Lámpara de alcohol

Embudo

Vidrio de reloj

Cápsula de porcelana

Mortero con pistilo

Cuba hidroneumática

Cucharilla de combustión

Agitador de vidrio

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Frascos goteros

Espátula

Tapones

Escobillones

Instrumentos para medir

Los principales instrumentos para medir son:

Balanza de dos platillos y marco de pesas

Regla de 1 m

Flexómetro

Vernier

Balanza granataria

Dinamómetro

Termómetro

Barómetro

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Brújula

Multímetro

   

 

 Otros instrumentos y aparatos que usamos son:

Poleas

Plano inclinado

Anillo de Gravesande

Diapasón

Lupa

Lentes

Electroscopio

Imanes

 

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LABORATORIO

Una de las características del ser humano es la curiosidad, el deseo de conocerse

y saber acerca de todo lo que lo rodea. La curiosidad lo ha llevado a obtener

muchos conocimientos tanto de los objetos que tiene cerca como sobre los más

lejos. Con el tiempo, las formas y procedimientos de experimentación cambiaron y

los científicos crearon un lugar para buscar respuestas y hacer descubrimientos: el

laboratorio

INSTRUMENTOS

Microscopio.- Instrumento óptico destinado a observar de cerca objetos

extremadamente diminutos. La combinación de sus lentes produce el efecto de

que lo que se mira aparezca con dimensiones extraordinariamente aumentadas,

haciéndose perceptible lo que no lo es a simple vista.

Agitador.- Consiste en una varilla de vidrio, que se utiliza para mezclar o disolver

las sustancias, pueden ser de diferentes diámetros y longitud. Pueden prepararse

agitadores de diferentes tamaños de 6 o más milímetros de diámetro para evitar

que se rompan fácilmente.

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Alambre De Platino.- Es utilizado para la siembra de hongos y bacterias.

Aguja Para Disección.- Pueden se con mango de plástico, de metal o de madera,

hay de punta recta o curva. Se usan para abrir con notable facilidad aquellas

partes de los tejidos (animales o vegetales) que tratan de ocultarse ante nuestra

vista, con su punta tan fina, también ayuda a detener en la posición que se desee

lo observado, así como para el proceso de preparación de diversas sustancias y

disecciones.

La bagueta.- se utiliza para agitar sustancias.

Balanza De Dos Platillos.- Es un instrumento muy importante de los que tienes

que manejar en el laboratorio para hacer pesadas, es de acero inoxidable con una

barra. La balanza que se utiliza en química se funda en los principios de la

palanca. Las dos condiciones indispensables de una balanza son: exactitud y

sensibilidad. Algunas de las precauciones que debes tener para el buen manejo

de la balanza son que debe colocarse sobre un soporte bien fijo, protegido de

vibraciones mecánicas. Se debe evitar la luz directa del Sol sobre la balanza,

porque produce irregularidades y errores en las pesas, la cruz debe estar sujeta

durante las operaciones de poner o quitar pesas o sustancias, etc.

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Balón.- Calentar líquidos cuyos vapores no deben estar en contacto con la fuente

de calor.

Balón de destilación.- Para calentar líquidos, cuyos vapores deben seguir un

camino obligado (hacia el refrigerante), por lo cual cuentan con una salida lateral.

Bisturí.- Es un instrumento con hoja de filo cortante, su mango puede ser de

madera, plástico o metal. Se emplea para realizar cortes sobre la piel de los

animales durante la disección. Viene a ser por sus dimensiones un instrumento en

forma de cuchillo pequeño y que su uso se ha extendido para practicar incisiones

en tejidos blandos.

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Broche de madera.- Sujetar tubos de ensayo.

Buretas.- La bureta es el mejor aparato para medir volúmenes, ya que permite

controlar gota a gota y de manera precisa el líquido por medir. La bureta es un

tubo de vidrio graduado en mililitros o .5ml con una llave de salida en el extremo

agudo.

Caja De Petri.- Existen de diferentes medidas; es utilizada para preparar cultivos

de hongos y bacterias, y también para seleccionar muestras de animales.

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Caja De Preparación.- Es utilizada para guardar aquellos preparados o

compuestos que son permanentes.

Cápsula De Porcelana.- Es de forma semiesférica y es utilizada para efectuar

preparaciones.

La cápsula de Petri.- sirve para observar microorganismos en el laboratorio.

Charolas De Disección.- Son de diversas medidas y tamaños. Útiles para colocar

el instrumental que será utilizado en el experimento, también sirve para hacer

disecciones de animales muy chicos.

Cristalizador De Vidrio.- Es utilizado para preparar cultivos y diversas soluciones,

así como para observar el proceso de las sustancias que producen reacciones

(reactivos).

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Cubreobjetos.- Sirven para preparar soluciones o bien para colocar sobre ellos

muestras de animales o plantas que serán observados al microscopio.

Embudos De Diferentes Tamaños Y Tipos.- Pueden ser de tallo largo, corto, o

mediano; pueden ser de plástico o de vidrio. Son útiles para filtrar sustancias y

para envasarlas en otros recipientes. Previene contra el desperdicio o

derramamiento innecesario o accidental.

Embudo De Separación.- Pueden ser esféricos y son conocidos también como

Embudos de Decantación. Son de vidrio y tienen una llave, se usan para separar

líquidos de diferentes densidades.

Escobillones De Cerda.- Sirven para lavar los tubos de ensayo, frascos, etc.;

indispensable para mantener la limpieza de los utensilios de laboratorio.

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Escurridero.- Puede ser metálico o de madera para vasos, matraces y tubos, es

útil para que se escurran las sustancias depositadas y evitar que se rompan tales

utensilios.

Espátula.- Pueden ser de acero o de porcelana. En el laboratorio se manejan a

veces sustancias químicas sólidas con las que es preciso manipular: sacar una

pequeña porción de un recipiente y depositarla en aparatos de medición u otro,

mezclar cantidades reducidas de diversas sustancias guardadas en sus frascos

correspondientes, etc.

Estuche De Disección.- Está integrado por diversos utensilios como lupa, pinzas,

agitador, etc.; que son necesarios para la disección; el estuche los conserva en

buen estado

Estufa eléctrica.- Se utiliza para secado de sustancias y esterilización. Alcanza

temperaturas ente 250 y 300º C.

Ganchos De Vidrio.- Los ganchos de vidrio se usan para manipular algas

filamentosas, cortes histológicos y animales filiformes como platelmintos y

nematodos.

Goteros.-Frasco Gotero: Son de color blanco o ámbar. Sirven para guardar de

una manera segura los reactivos, regularmente se administra con conteo de gotas.

GOTERO: Consiste en un pequeño tubo de vidrio y en uno de sus extremos tiene

un capuchón de hule, que permite succionar o arrojar las soluciones. Es realmente

sencillo su uso, aunque en ocasiones, debido a que no se tiene presente algunas

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advertencias, se llegan a perder la mezcla de los líquidos. De suerte que debe

mantenerse siempre limpio el gotero; por tanto, hay que lavarlo después de cada

manipulación.

Gradilla.- Apoyar tubos de ensayo.

Guantes.- Son hechos de hule látex, necesarios para protegerse de sustancias

como ácidos (producen quemaduras) y lograr obtener una mayor limpieza sobre el

instrumental; permiten y facilitan un manejo seguro de recipientes de laboratorio,

su elasticidad y moldeamiento que toma, al ponerlos en nuestras manos, ayudan a

realizar con mayor afectividad nuestro trabajo, permiten que los objetos no

resbalen de nuestros dedos, después de arduos minutos e incluso horas de labor.

Lámpara De Alcohol.- Puede ser cualquier recipiente que contenga alcohol,

mecha, el tapón de rosca agujerado donde sobresalga la mecha y un tapón para

cubrir la mecha una vez que se ha utilizado.

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Lupa.- Es una lente convexa, cuyo origen que, remota hasta el siglo XVI, Hay

diferentes tipos y tamaños de lupas, pueden ser con aro y mango de metal o triple

en forma de óvalo. Hoy en día perfeccionada en su aumento sirve para acercarnos

más la imagen de lo visto (pueden ser animales o vegetales, etc.

Matraces Aforados.- Son matraces de fondo plano y cuello estrecho muy

alargado, donde tienen una marca o seña de tal modo que, cuando están llenos

hasta dicha marca, se indica el volumen que contienen, que pueden ser de 50,

100, 200, 250, 300, 500, 1000 y 2000 mililitros. Normalmente son usados para

preparar varias soluciones tipo y para diluciones a un volumen determinado.

Matraz Erlenmeyer.- Hecho de vidrio, tiene forma de cono con fondo plano;

pueden estar graduadas o no y se encuentran en diversos tamaños. Es empleado

para calentar líquidos, preparar soluciones o para cultivo durante los

experimentos.

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Matraz Florencia.- De fondo plano, elaborado de vidrio, tiene forma esférica con

un largo cuello. Utilizado para calentar líquidos y usos similares al de Erlenmeyer.

Mechero De Bunsen.- Es un aparato que consta de un tubo vertical soportado en

un pie o pequeña plataforma a la que va enroscado. El tubo en su base tiene un

pequeño orificio vertical para permitir la entrada de gas y arriba de esa entrada de

aire, rodeada de un anillo4movil que sirve para regular la cantidad de aire que se

aspira por las aberturas al subir rápidamente el gas por el tubo vertical. En el

extremo superior del tubo vertical se enciende la mezcla de gas y aire. Cuando el

aire es insuficiente la combustión no es completa, el gas se descompone y se

forman partículas de carbón que arden a incandescencia produciendo una llama

luminosa; Si el aire es suficiente la llama no es luminosa sino incolora; si el aire

esta en exceso (normalmente porque la presión de salida del gas es muy baja), la

mezcla no alcanza a salir del tubo y arde en el pequeño orificio de salida del gas

con una combustión incompleta. Se pueden distinguir varias zonas o regiones

definidas en la flama: -zona interna -zona media o zona de reducción -zona de

oxidación -zona de fusión (donde se alcanzan temperaturas hasta 2000°C)

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Micrótomo.- Se usa para hacer los cortes en vegetales o animales con medidas

de micra de grueso.

Mortero Con Mano.- Es de porcelana o de vidrio, usados para moler sustancias o

bien para combinar o mezclar diferentes sustancias durante el experimento.

Papel Tornasol.- Se utiliza para conocer el pH; los colores de las tiras son azules,

rojos, amarillos, neutros y yoduro de potasio.

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Papel de pH.- Medir el pH. Conocer la acidez de una solución.

Pera De Hule Para Pipetear.- Pipetear (tomar con la pipeta cierta cantidad de

líquido). Útil para pipetear ácidos.

Pinzas O Tenazas.- Las pinzas o tenazas están hechas de fierro, con ellas

podemos tomar recipientes calientes; las PINZAS DE MOSS se usan para fijar los

tubos de ensayo que son puestas al fuego para aumentar la temperatura de las

soluciones que están contenidas en él, igual utilidad tienen otro tipo de pinzas

conocidas como PINZAS PARA TUBOS DE ENSAYO. Las PINZAS DE PRESIÓN

permiten sujetar los elementos o materiales pequeños y algún compuesto sólido

obtenido, en su elaboración. Por su disposición de punta-curva ayuda a prender

aquellos grumos cristalizados en un recipiente, y el mismo uso tienen las PINZAS

SENCILLAS.

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2. Examine cuidadosamente el material de laboratorio suministrado.

3. Complete la siguiente matriz de acuerdo a sus observaciones:

Tabla 1. Resultados experimentales para la práctica 1.

Instrumento Uso Especificaciones Observaciones Imagen

1 Tubo de ensayo

Medir, calentar, mezclar

fabricados con vidrio óptico, vidrio de Jena o vidrio duro

son muy resistentes a la acción de los reactivos químicos

2 Balanza medir Fabricadas en metal, hay algunas digitales

Sirven para medir cantidades muy pequeñas

3 Balón Calentar líquidos

No deben estar en contacto con la fuente de calor.

No deben estar en contacto con la fuente de calor.

4 Balón de destilación

Para calentar líquidos

cuyos vapores deben seguir un camino obligado

Por lo cual cuentan con una salida lateral.

5 Buretas medir volúmenes

permite controlar gota a gota

La bureta es un tubo de vidrio graduado

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4. Clasifique el material observado de acuerdo a las siguientes categorías:

CLASIFICACIÓN DE LOS MATERIALES DE LABORATORIO

Material Uso Clasificación

Erlenmeyer Permite medir volúmenes

de líquidos

Volumétricos

Condensadores Para generar

destilaciones

Beakers Calentar sustancias y

transvasar líquidos.

Volumétricos

Probetas Para medir líquidos y

contenerlos

Volumétricos

Buretas En volumetría, un método

químico que permite

medir la cantidad de

disolución necesaria para

reaccionar exactamente

con otra disolución de

concentración y volumen

conocido.

Volumétricos

Pipetas Trasvasar o medir

pequeñas cantidades de

líquidos

Volumétricos

Termómetros de

laboratorio

Medición de temperatura Medición de temperatura

Crisoles Calcinar o fundir

sustancias

De calentamiento

Pinzas Para sostener tubos de

ensayo

De sostenimiento

Capsula de evaporización Calentar sustancias a De calentamiento

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altas temperaturas

Picnómetros Para determinar la

densidad de un liquido

Volumétricos

Balanzas Mediciones exactas de

peso

Medir o pesar

Matraz volumétrico Para medición de volúmenes

exactos y preparación de

disoluciones de una

determinada concentración

Volumétricos

Embudos Proceso de filtración y

separación de sólidos y

líquido

Para filtración o decantación

Tubos de ensayo Contener o calentar

pequeñas cantidades de

sustancias

Volumétricos

Frasco Lavador Contener agua destilada

Agitadores de vidrio y

mecánico

Mezclar o agitar disoluciones

y asea en caliente

Para mezclar o agitar

Gradilla para sostener los tubos de

ensayo

De sostenimiento

NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

Nunca trabaje solo en el laboratorio.

Experiencias no autorizadas no deben realizarse.

No consuma ni beba ningún tipo de alimento mientras esté en el laboratorio.

Siempre utilice los implementos de protección como gafas, guantes, batas

entre otros.

Lea cuidadosamente las instrucciones de los reactivos antes de trabajar

con ellos. Conozca los símbolos de peligrosidad de las etiquetas.

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Cuando trabaje con fuego tenga la precaución de recogerse el pelo (si es

largo).

No fume en el laboratorio.

Nunca apunte la boca de los tubos de ensayo hacía usted o hacia un

compañero.

No exponga al fuego los reactivos inflamables.

Trabaje lejos de fuentes de agua cuando trabaje con reactivos que

reaccionan violentamente con ella, por ejemplo con los metales alcalinos.

Prepare siempre un mapa de proceso para estar seguro de lo que está

haciendo.

Cuando termine de trabajar asegúrese que las fuentes de gas, luz y agua

queden cerradas.

Cuando mezcle ácidos concentrados y agua, vierta el ácido sobre el agua.

PRACTICA No. 2 Medición de propiedades físicas de los estados sólido y

líquido

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Materiales, equipos y reactivos

2 Probetas (25 y 100mL)

2 Pipetas (1 y 5mL)

Vaso de precipitados 100mL

Balanza

Agua

Etanol

Glicerina (u otro líquido más denso que el agua)

Hierro

Zinc

Plomo

Metales conocidos en piezas pequeñas

PROCEDIMIENTO.

PARTE I – LÍQUIDOS

1. Pese una probeta limpia y seca en una balanza de precisión con aproximación a

0.01g Registre la masa pesada.

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

(teniendo cuidado de no derramar el liquido por la parte exterior de las paredes).

PRECAUCIÓN: Use siempre la misma pipeta para cada líquido con el fin de no

contaminarlos entre sí.

3. Repita el procedimiento incrementando el volumen en fracciones de 5mL cada

vez hasta completar 25mL. Es necesario que a cada fracción de volumen añadido,

el conjunto sea pesado. El último peso será para el volumen de 25mL.

4. Vacié y limpie la probeta. Repita el procedimiento anterior con el etanol y la

glicerina.

No olvide registrar cada uno de los pesos obtenidos.

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5. Registre sus datos en una tabla como la siguiente para cada uno de los líquidos

ensayados.

6. Para cada líquido elabore en papel milimetrado una gráfica: volumen (mL) vs.

masa

(g) con el volumen en el eje de las X. Puede utilizar una sola gráfica para los tres

líquidos, indicando una codificación (Ej. Color) para cada uno de ellos.

7. Tome para cada líquido los valores de masa hallados a partir de las gráficas

para varios volúmenes y halle sus densidades dividiendo la masa por el volumen

correspondiente. Finalmente, para cada líquido halle su densidad promedio

sumando las densidades (₫) halladas y dividiendo por el número de densidades.

8. El tutor le entregará a cada grupo un líquido desconocido (uno de los utilizados

en el experimento). Tome 5 mL del líquido en una probeta graduada. Determine la

densidad y compárela con la obtenida para los líquidos que se trabajaron.

Grafique la relación 5mL vs. Masa, para ver a cuál de los líquidos corresponde.

SÓLIDOS

Se medirá el volumen de varios sólidos irregulares por desplazamiento de un

volumen de agua tomado previamente.

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

volumen de agua con precisión de 0,1mL

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

3. Con la probeta en la balanza agregue muestras del metal (de cada uno por

separado) de tal forma que el volumen incremente en más de 2 mL Repita el

procedimiento hasta completar cuatro pesadas y sus respectivos cuatro

volúmenes. Registre las masas y volúmenes en la tabla 3, (figura 1).

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

5. Registre sus datos en una tabla como la siguiente para cada uno de los sólidos

ensayados:

6. Grafique los resultados: volumen vs. Masa, de la misma manera como hizo para

los líquidos. Haga un gráfico para cada sólido.

7. Determine la pendiente de cada una de las gráficas de los sólidos. Compare la

pendiente del gráfico de cada metal con la densidad promedio hallada por la

relación masa / volumen.

8. El tutor le entregará a cada grupo un metal desconocido (uno de los utilizados

en el experimento). Repita el procedimiento. Determine la densidad y compárela

con la obtenida para algunos de los metales trabajados.

9. Grafique los resultados: volumen vs. masa, de la misma manera como hizo para

los líquidos. Haga un gráfico para cada sólido.

10. Determine la pendiente de cada una de las gráficas de los sólidos. Compare la

pendiente del gráfico de cada metal con la densidad promedio hallada por la

relación masa / volumen.

11. El tutor le entregará a cada grupo un metal desconocido (uno de los utilizados

en el experimento). Repita el procedimiento. Determine la densidad y compárela

con la obtenida para algunos de los metales trabajados.

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RESULTADOS LABORATORIO N°2 MEDICIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS

ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO

LÍQUIDOS

LIQUIDO

MASA DE LA PROBETA VACÍA (G)

MASA DE LA PROBETA + LIQUIDO (G)

MASA DEL LIQUIDO (G)

VOLUMEN DEL LIQUIDO (ML)

RELACIÓN MASA/VOLUMEN (G/ML) (DENSIDAD)

AGUA 91,4

96,4 5 5 1101,4 10 10 1106,4 15 15 1111,4 20 20 1DENSIDAD PROMEDIO 1

96,4 101,4 106,4 111,4 DENSIDAD PROMEDIO

91,4AGUA

510

1520

0

5

10

15

20

0

1

1

1

1

1

GRAFICO LIQUIDOS (MASA VS VOLUMEN)

MASA DEL LIQUIDO (G)

VOLUMEN DEL LIQUIDO (ML)

RELACIÓN MASA/VOLUMEN (G/ML) (DENSIDAD)

SÓLIDOS

Page 33: INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUIMICA final.docx

SOLIDO

VOLUMEN DEL AGUA (CM CUBICO)

MASA PROBETA + AGUA (G)

VOLUMEN AGUA + METAL (CM CUBICO)

VOLUMEN DEL METAL (CM CUBICO)

MASA PROBETA +AGUA + METAL (G)

MASA DEL METAL (G)

MASA/VOLUMEN (G/CM CUBICO)

METAL

50 140,2 52 2 163,5 23,3 11,6550 140,2 54 4 197,8 57,6 14,450 140,2 56 6 232,1 91,9 15,3250 140,2 58 8 266,4 126,2 15,78

DENSIDAD PROMEDIO 14,29

GRAFICO METAL (MASA VS VOLUMEN)

MASA P

ROBETA + A

GUA (G)

VOLUM

EN AGUA +

METAL

(CM

CUBIC

O)

VOLUM

EN DEL

METAL

(CM

CUBIC

O)

MASA P

ROBETA +AGUA +

METAL

(G)

MASA D

EL M

ETAL (G

)

MASA/V

OLUM

EN (G/C

M C

UBICO)

0

50

100

150

200

250

300

METAL 50

METAL 50

METAL 50

METAL 50

METAL DENSIDAD PROMEDIO

Page 34: INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUIMICA final.docx

INFORME DE PRÁCTICA N°2MEDICION DE PROPIEDADES FISICAS DE LOS ESTADOS SÒLIDOS Y

LÌQUIDOS

OBJETIVOS:

1. Medir el volumen de la masa y calcular la densidad de algunos líquidos y sólidos

2. Adquirir destrezas en mediciones de volúmenes y pesos.3. Instruirnos en los cálculos de los estados sólidos y líquidos

FUNDAMENTO TEÓRICO:

Propiedades Físicas De La Materia:

Una propiedad física es una característica que puede ser estudiada usando los sentidos o algún instrumento específico de medida. Estas se manifiestan básicamente en los procesos físicos como cambios de estado, cambios de temperatura, cambios de presión, etc.

Por ejemplo, color, dureza, densidad, punto de ebullición, punto de fusión.Se consideran propiedades físicas: Eléctricas, Magnéticas, Ópticas, Térmicas, Mecánicas

Propiedades de los sólidos:

Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos se presentan en forma sólida y los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son agregados generalmente como duros y resistentes. En el sólido hay que destacar que las Fuerzas de Atracción son mayores que las Fuerzas de Repulsión y que la presencia de pequeños espacios intermoleculares caracteriza a los sólidos dando paso a la intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en una forma geométrica. El estado sólido presenta las siguientes propiedades:

1. Isomorfismo: diferentes sólidos se pueden cristalizar en la misma forma2. Polimorfismo: Un sólido puede cristalizarse en forma diferente

Page 35: INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUIMICA final.docx

3. Isotropía: cuando las propiedades como conductividad térmica y eléctrica e índice de refracción son las mismas en todas las direcciones (como ocurre en lo líquidos y los gases)

4. Anisotropía: Cuando no se transmite igualmente en todos los sentidos cualquier acción efectuada en un punto de su masa.

En cuanto a las propiedades químicas, conducen a la existencia de los siguientes tipos de gases:

• Gases inertes: No arden, no mantienen la combustión y en su seno no es posible la vida, argón, nitrógeno, etc.• Gases comburentes: Son indispensables para mantener la combustión, oxígeno, protóxido de nitrógeno, etc.• Gases combustibles: Arden fácilmente en presencia del aire o de otro oxidante, hidrógeno, acetileno.• Gases corrosivos: Capaces de atacar a los materiales y destruir los tejidos cutáneos, cloro.• Gases tóxicos: Producen interacciones en el organismo vivo, pudiendo provocar la muerte a determinadas concentraciones, monóxido de carbono.

Propiedades de los Líquidos:

La capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe cierta ligazón entre los átomos del cuerpo, aunque mucho menos intensa que en los sólidos. El estado Líquido presenta las siguientes características:

-Cohesión menor (regular) -Movimiento energía cinética. -No poseen forma definida. -Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene. -En el frío se comprime, excepto el agua. -Posee fluidez a través de pequeños orificios. -Puede presentar difusión.

Todo lo que nos rodea es materia. Una de las propiedades fundamentales de cualquier muestra de materia es la densidad, la cual se define como la masa de la muestra contenida en la unidad de volumen.

La densidad de líquidos y sólidos se modifica por cambios en la temperatura; en general, disminuye levemente con incrementos en la temperatura y se incrementa levemente con aumentos en la presión bajo condiciones normales. Cualquier cambio en la densidad de una muestra dada se evidencia en un cambio en el volumen, dado que la masa de la muestra no es una función de la temperatura o de la presión.

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DATOS EXPERIMENTALES, CALCULOS, RESULTADOS Y GRAFICAS:

SOLIDOS

PROBETA + AGUA

VALOR PROMEDIO

AGUA +

METAL

PROMEDIO

PROBETA + AGUA + METAL

PROMEDIO

A

C

E

R

O

82,2

82,1 82,15 44

44 44 109,5 109,3 109,4

46

46 46 127,4 126,9 127,15

48

48 48 142,1 141,9 142

50

50 50 156,9 156,9 156,9

N

I

Q

U

E

L

81,9

82,4 82,15 42

42 42 96,5 95,3 95,9

44

44 44 110,8 110,9 110,85

46

46 46 125,9 129,8 127,85

48

48 48 141,3 143 142,15

P

L

O

M

O

82,6

82,4 82,5 42

43 42,5 103 105 104

45

45 45 138,8 133 135,9

48

47 47,5 172 146,2 159,1

50

49 49,5 194,2 156 175,1

Page 37: INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUIMICA final.docx

LIQUIDOS

PROBETA VACIA

VALOR PROMEDI

O

PROBETA +

LIQUIDO

PROMEDI

O

MASA

LIQUIDDO

VOLUMEN

LIQUIDO

DENSIDA

D

A

C

E

T

A

T

O

42,7 42,7 42,7 46,6 46,6 46,6 3,9 5 0,78

50,5 50,5 50,5 7,8 10 0,78

54,5 54,5 54,5 11,8 15 0,79

58,4 58,5 58,45 15,75

20 0,79

62,2 62,4 62,3 19,6 25 0,78

62,2 62,4 62,3 19,6 25 0,78

E

T

A

N

O

L

42,1 42 42,05 45,9 45,9 45,9 3,85 5 0,77

50 49,9 49,95 7,9 10 0,79

53,9 53,7 53,8 11,75

15 0,78

57,8 57,6 57,7 15,65

20 0,78

61,7 61,5 61,6 19,55

25 0,78

A

G

U

A

42,7 42,9 42,8 47,9 47,6 47,75 4,95 5 0,99

52,7 52,9 52,8 10 10 1,00

57,9 58,1 58 15,2 15 1,01

62,6 63 62,8 20 20 1,00

68 68,2 68,1 25,3 25 1,01

DENSIDAD PROMEDIO 0,85

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ANALISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

Al observar los resultados, el grupo encontró una diferencia notable en algunos de los mismos hallados por los grupos incluyendo el nuestro; del aula de laboratorio, aun así estas diferencias no provocan un margen de error en el resultado y permiten así mismo la creación de experimentos para el bien del ser humano.

Cabe que resaltar que aunque en algunos resultados la información no coincide con la primera que se tomo, es importante tener en cuenta que el ojo humano no es muy exacto en cuanto a volúmenes, cantidades, etc. al igual que no lo es las cosas que percibimos con los demás sentidos ya que ellos son engañosos para cualquiera.

CUESTIONARIO:

1. ¿Que representa la pendiente para cada línea de las gráficas?

RTA/ La pendiente es la inclinación de una recta. Una forma de calcular la pendiente de una recta usando la siguiente fórmula. Dado dos puntos (x1, y1), (x2, y2), que están en una recta L, la inclinación o la pendiente m de la recta de determina mediante

m = y2 - y1 x2 - x1

La pendiente es la razón de cambios de x y. y. Esta puede ser positiva, negativa, puede ser 0 y en algunos casos, la pendiente esta indefinida. En el caso de las líneas de las graficas de volumen vs masa las pendientes son positivas.

2. ¿Qué valor será mejor para 10ml de cada liquido: la relación masa/volumen o el valor obtenido en la gráfica?

RTA/ La relación masa/volumen porque al realizar mediciones de masa y volumen con diferentes aparatos y material volumétrico de laboratorio y en cada caso cuantificar el error. Con los datos obtenidos calcular la densidad de un liquido, el error asociado a la medición y la desviación estándar en la densidad.

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3. ¿Cómo determinaría la relación de masa / volumen de un sólido que flote en el agua?

RTA/ Se determina de acuerdo a la expresión matemática, la densidad depende de la cantidad de materia (masa) que se tenga y del volumen que ocupe. Mientras mayor sea la masa del cuerpo, mayor será su densidad y viceversa; mientras mayor sea el volumen que ocupe el cuerpo, menor será su densidad y viceversa. La densidad del agua es 1.000 kg / m 3. Todo cuerpo con densidad menor a ésta, flota en el agua (basta que la densidad del cuerpo sea menor que la densidad del agua para que el cuerpo flote)

4. Investigue sobre otras propiedades físicas específicas de la materia. Nómbrelas.

RTA/ Las propiedades específicas de la materia, son aquellas propiedades que caracterizan a una sustancia y que la hace diferente de las demás.

Maleabilidad

Aplicando fuerzas mayores al límite elástico se deforman los cuerpos para formar láminas más o menos delgadas, propiedad llamada “maleabilidad”, siendo más maleable las sustancias que se logran hacer láminas más delgadas. Por ejemplo con el logro se pueden hacer láminas de milimicras de grueso.

Ductibilidad

Aplicando fuerzas mayores al límite elástico se pueden deformar los cuerpos para producir hilos más o menos delgados, a esta propiedad se le llama “ductibilidad” siendo más dúctiles los cuerpos que se pueden hacer hilos más delgados, por ejemplo con la plata, el cuarzo y el platino se obtienen hilos de 0.03 micras.

Dureza

Es una propiedad importante de los sólidos que consiste en que debido a las fuerzas de cohesión que se presentan entre sus moléculas se resisten los materiales a ser penetrados o rayados.

Elasticidad

Es el fenómeno o propiedad que experimenta un cuerpo de perder su forma y volumen al aplicarle una fuerza y recuperándolos después de que la fuerza deja de actuar.

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CONCLUSIONES Y REFERENCIAS:

Se realizo la diferencia entre masa volumen y densidad de los líquidos en el laboratorio.

Cuando se peso la probeta vacía en los tres líquidos, utilizados en el laboratorio su promedio fue estable.

Acetona y Etanol

La observación mas especifica fue de estos dos líquidos, cuando se realizo cada procedimiento de los puntos de la guía y se adjunto cada dato de ellos, era similar como lo podemos ver en la grafica y tabla, o más detalladamente en la densidad total de los mismos que es 0,78gr/ml

Según los datos en la tabla y grafica, iniciamos la practica hacer el primer procedimiento, agregamos volumen liquido, la masa del liquido aumentaba en la acetona y etanol. A si fue durante las cinco veces que se agrego el volumen.

En el procedimiento del agua cuando se agrego la cantidad volumen requerida la masa de la misma aumentaba.

Cuando se realizo el procedimiento de la masa de la probeta + liquido aumento notoriamente de los líquidos anteriores.

La masa líquido del agua incrementa cuando se agrega el volumen de la misma, pero también aumento más, de los líquidos anteriores.

En conclusión el agua es más densa que los otros líquidos en la práctica de laboratorio, también como lo muestra la grafica y tabla de datos.

Se comparo la densidad de la acetona de práctica de laboratorio con otras fuentes y es 0, 78 g/ml (4 a 20 C) según ello es igual la densidad total de los datos obtenidos en la tabla y gráfica.

Se comparo la densidad del etanol en la práctica de laboratorio con otras fuentes y es 0, 78 g/ml (4 a 20 C) según ello es igual la densidad total de los datos obtenidos en la tabla y grafica.

Se comparo la densidad del agua de práctica de laboratorio con otras fuentes y es 1 g/ml según ello es igual densidad total de los datos obtenidos en la tabla y grafica.

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PRACTICA 3 LEY DE CHARLES

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

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

Soporte universal

Aro

Malla de asbesto

Vaso de precipitados de 250mL

Vaso de precipitados de 500mL

Termómetro de laboratorio.

Mechero

2 Pinzas

2 Nueces

Tubo con desprendimiento lateral

Tapón de caucho para tubo de ensayo

Manguera de caucho

Probeta de 100mL

Pipeta de 5Ml

PROCEDIMIENTO.

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1. Realice el siguiente montaje de la figura 2.

2. Llene en ¾ partes con agua el vaso de precipitados de 250 y a la mitad el de

500mL

3. Tape herméticamente el tubo de ensayo, verifique que no queden escapes en la

Manguera de lo contrario el experimento no tendrá resultados positivos

4. Llene una probeta de 100mL con agua casi hasta su totalidad, inviértala sobre

el vaso de precipitados de 500mL, registre la cantidad de aire atrapado

5. Inicie el calentamiento, controle las variables: temperatura y volumen de aire en

la probeta.

6. Complete la tabla 5, con los datos que recoja.

7. Finalice la experiencia cuando llegue a temperatura constante (punto de

ebullición del agua).

Se realiza el montaje que se describe en la figura. Una vez efectuado el montaje, se procede a realizar tomas de incremento en el volumen del aire que está dentro de la probeta a causa del calentamiento del aire que está dentro del tubo de vidrio, lo que se busca comprobar es que a mayor temperatura, mayor será el volumen en este caso del aire. Se presenta una tabla de valores tomados hasta que el agua que se encuentra dentro del biker se encuentre en estado de ebullición, se toman lecturas cada 10ºgrados centígrados, como precaución el termómetro siempre estuvo en contacto con el agua, y no con el recipiente contenedor.

LECTUR TEMPERATURA VOLUMEN DE AIRE EN LA

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A PROBETA

GRADOS

CENTÍGRADOS K

0 19

29

2 30

1 20

29

3 31

2 30

30

3 33

3 40

31

3 35

4 50

32

3 37

5 60

33

3 39

6 70

34

3 40

7 80

35

3 41

8 90

36

3 43

9 91

36

4 43

TEMPERATURA VS CENTÍMETROS CÚBICOS

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1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 110

50

100

150

200

250

300

350

400

450

500

550

Series6

Series5

Series4

Series3

Series2

Series1

Donde los valores de x es la temperatura, y los valores del eje y representa la ganancia en centímetros cúbicos. Por extrapolación el volumen del gas a una temperatura de cero absoluto es de:-15,650 cm3, este es el valor que por extrapolación nos arroja la tabla en Excel, ahora bien, cabe aclarar que al 0 absoluto se supone que el gas se encuentra en un estado de superconductor y tendría propiedades solidas, liquidas y gaseosas al mismo tiempo.

Por lo anterior relacionado en la grafica podemos evidenciar en la práctica los conceptos adquiridos durante la práctica, demostrando que al incremento escalonado de la temperatura, el gas va a aumentar su volumen.

Preguntas: 1. ¿Por qué no se cumple la ley de Charles si la temperatura se expresa en (oC)?

RTA/ esto debido a que hay temperaturas negativas en grados centígrados que son frecuentes, para este tipo de cálculos no se pueden utilizar escalas negativas. Aun no se ha alcanzado el valor del 0 absoluto.

2. ¿Existe el estado gaseoso en cero absoluto? Explique su respuesta

RTA/ no, debido a que en el estado del cero absoluto las moléculas quedan en estado inmóvil, y un gas está compuesto por moléculas en movimiento, por esta razón no se podría presentar este estado.

3. ¿Cuál es la temperatura de ebullición del agua en su laboratorio (a nivel del mar es 100oC)? Si le da diferente a 100oC, a qué se debe?

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RTA/ La temperatura de ebullición del agua en el laboratorio fue de 91°C, la ebullición del agua se cuando se cumple 100 °C (373,15  K ) a presión de 1atmósfera,como la presión varía dependiendo la altura (entre mayor altura menor presión).

PRACTICA Nº 4

SOLUCIONES

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. 

Las soluciones en química, Esta práctica se realiza para poder interpretar y conocer las distintas soluciones y los componentes de cada uno de ellas. Por ejemplo determinando cual es el soluto o en que oportunidades es el solvente quien tiene la mayor fuerza en la solución. Además afianzar los conocimientos en la toma de porcentajes y cantidades.

Clases de soluciones

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OBJETIVO

Preparar y calcular soluciones y diluciones de diversas concentraciones. De una manera práctica y sencilla con el fin de interpretar y conocer.Que es un soluto, cual es el solvente, y cuál es el resultado de la mezcla.Para ello se utilizaron las siguientes fórmulas para el cálculo de los distintos porcentajes de acuerdo a lo ejercicios planteados

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V = (cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

PROCEDIMIENTO PRÁCTICO

Solución diluida Es cuando la cantidad de soluto es muy pequeña

Solución concentrada: Es cuando la cantidad de soluto es muy grande.

Solución saturada Es cuando se aumentó más soluto en un solvente a mayor temperatura de la normal (esto es porque cuando ya no se puede diluir, se calienta el solvente y se separan sus partículas para aceptar más soluto)

Solución sobresaturada Es cuando tiene más soluto que disolvente

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MATERIALES USADOS PARA EL COMPONENTE PRÁCTICO

1. Balón aforado de 50Ml

2. Balón aforado de 100m

3. Balón aforado de 250mL

4. Vaso de precipitados de 200mL

5. Vaso de precipitados de 100mL

6. Embudo

7. Frasco lavador

8. Pipeta 5mL

9. Pipeta 10mL

10.Pipeteador

11.Espátula

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12.Agitador de vidrio

13.Balanza

14.Mal (sólido)31

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos

Realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

PREGUNTAS

¿Cuándo se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son líquidos, se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del Soluto y solvente?

Si lo podemos considerar de acuerdo al componente práctico hecho en el laboratorio en el primer ejercicio.

Page 49: INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUIMICA final.docx

Podríamos dar un ejemplo.Si tenemos 90 ml de h2o y le añadimos 10 ml de alcohol: el total de mi solución sería 100 ml de solución.Sin tener en cuanta cual sería el porcentaje del soluto ni cuál sería suSolubilidad ya que esta es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este.Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. ¿Se pueden expresar las concentraciones de soluciones de gases enconcentraciones molares?

Si de acuerdo al ejercicio numero 3 donde realizamos algunas conversiones:

Lo más recomendable es utilizar presiones pero si puedes utilizar concentraciones de acuerdo a la ley de los gases ideales

PV=nRT si pasamos dividiendo el volumenP=(n/v)RT si observamos (n/v) es la concentración por tantoP=[ ]RT o [ ]= P/RT 

lo importante es que aprendamos a despejar las formulas aunque algunas veces tendemos a confundirnos o a olvidar la unidad de medidas y las mezclamos.

. ¿Qué puede inferir de la experiencia realizada?

En este trabajo se han visto varios aspectos del tema de las soluciones, el cual es un tema muy extenso y muy importante para la vida de todos los seres humanos en este planeta. Este tema es muy importante porque sin los conocimientos que se tienen acerca de las soluciones, no se podría hacer más cosas con la materia prima, o con otros materiales, no se podría hacer materiales indispensables para nuestras vidas.

Page 50: INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUIMICA final.docx

INFORME DEPRÁCTICA N°5

Propiedades coligativas.

Fundamentación teórica

Las propiedades Coligativas de las soluciones son aquellas que sólo dependen del número de partículas del soluto disueltas y no de su naturaleza. Las propiedades Coligativas son: aumento ebulloscopio, descenso crioscópico, presión osmótica y descenso de la presión de vapor.

Solución de la guía.

Se prepara una solución de 100 ml de sacarosa a una concentración de 0,6mol.

Se realizan los siguientes cálculos para la realización de la solución

La formula química de la sacarosa es la siguiente:

C12 H22 O11

Page 51: INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUIMICA final.docx

Teniendo en cuenta los pesos atómicos de cada uno de los elementos (C=12, H=1, O=16) podemos deducir que una mol de sacarosa pesa:

C12 H22 O11 = 342g

M= (moles STO/

Moles STO = (L STE x M)

Moles de STO = 0,1 x 0,6 = 0,06

0,06 moles STO = 20,52 g

Procedemos a pesar esta cantidad de soluto y a disolverla en 50 ml de agua, para después elevar hasta conseguir la solución solicitada que es de 100ml.

Una vez tenemos la solución procedemos a calentar, tomamos los registros de temperatura hasta llegar a la temperatura de ebullición. Los resultados se registran en tablas de control, y se grafican los resultados obtenidos en soluciones preparadas de la misma manera pero con concentraciones diferentes.

tiempo minutos

TemperaturaAGUA 0,1M 0,2 M 0,4 M 0,6M 0.8M 1M

°C 20 °C 20 °C 20 °C 20 °C 20 °C 20 °C 203 27 26 24 22 21 21 216 30 42 32 23 23 23 229 64 56 44 28 26 25 24

12 94 70 54 40 38 36 3415 94 82 64 45 42 39 3718 94 90 72 53 51 48 4521 94 92 82 60 57 54 52

Page 52: INFORME DE PRACTICAS DE LABORATORIO QUIMICA final.docx

24 94 92 90 67 62 59 5627 94 92 91 72 70 65 6330 94 92 91 78 72 69 6633 94 92 91 85 79 75 7336 94 92 91 91 86 82 7939 94 92 91 91 91 88 8542 94 92 91 91 91 91 8945 94 92 91 91 91 91 9148 94 92 91 91 91 91 91

De los datos anteriores se obtiene el siguiente grafico:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 160

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

36

912

1518

2124

2730

3336

3942

4548

2730

64

94 94 94 94 94 94 94 94 94 94 94 94 94

26

42

56

70

82

9092 92 92 92 92 92 92 92 92 92

24

32

44

54

64

72

82

90 91 91 91 91 91 91 91 91

22 23

28

40

45

53

60

67

72

78

85

91 91 91 91 91

2123

26

3842

51

57

62

7072

79

86

91 91 91 91

2123

25

3639

48

54

59

6569

75

82

8891 91 91

21 2224

3437

45

5256

6366

73

79

8589

91 91

RELACION TEMPERATURA VS CANTIDAD DE SOLVENTE

tiempo minutos

Temperatura AGUA °C 20

Temperatura 0,1M °C 20

Temperatura 0,2 M °C 20

Temperatura 0,4 M °C 20

Temperatura 0,6M °C 20

Temperatura 0.8M °C 20

Temperatura 1M °C 20

GR

AD

OS

CE

NT

IGR

AD

OS

Donde en el eje de las x se tienen los segundos, y en la escala de las y se relaciona la temperatura en escala absoluta (K)

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INFORME DEPRÁCTICA N°6 Caracterización de ácidos y bases. Mediciones de pH

OBJETIVOS:

1. Caracterizar las soluciones como acidas o básicas utilizando un indicador ácido –básico, estimando su PH.

2. Adquirir destrezas en la interpretación en los diferentes tipos de ácido-básico con su respectivo PH.

3. Instruirnos en diferenciar las soluciones ácidas y básicas y asociarlos con los electrolitos fuertes y débiles.

FUNDAMENTO TEÓRICO:

La teoría de Bronsted – Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H3O+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el acido, si la base está presente y viceversa.

Según la teoría de Bronsted Lowry la ecuación general para una reacción acido-base, se puede describir así:

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HA + H2O = H3O+ + A -

Acido I Base II Acido II Base I

En esta ecuación A- es la base conjugada de HA. Por otro lado H3 O+ es el acido conjugado de H2O.

Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles. Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian (ionizan) totalmente. Para los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande.

Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (H3O+) es muy pequeña. Un acido de Bronsted – Lowry donara iones hidronios (H3O+) a cualquier base cuyo acido conjugado sea más débil que el acido donante.

Se define el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los iones hidronios.

PH = -log (H3O+)

Las soluciones acuosas de los ácidos tienen un PH<7 y las soluciones básicas un PH >7 y las soluciones neutras PH =7.

Un indicador ácido – básico es un acido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios .por ejemplo, la fenolftaleína, que representaremos como HPhth, es un indicador que cambia de incolora (en medio acido) e rosado intenso (en medio básico).

HPhth + OH = HPhth + H2O

Incoloro Rosado

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En una solución neutra las dos formas de la fenolftaleína HPhth (incolora) y HPhth

(rosada) se encuentran en equilibrio y predomina la incolora. El PH en el cual un indicador cambia de color depende de su fuerza acida.

El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto

Cuyo color varía con el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución.

Un indicador es una sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Los indicadores se utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o pH de una sustancia, o sobre el estado de una reacción química en una disolución que se está valorando o analizando. Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color rojo en las disoluciones ácidas y azul en las básicas. Otros indicadores son la alizarina, el rojo de metilo y la fenolftaleína; cada uno de ellos es útil en un intervalo particular de acidez o para un cierto tipo de reacción química.

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DATOS EXPERIMENTALES, CALCULOS, RESULTADOS

SUSTANCIAS RM AT ABT F PIU PH METRO

HCL rosado rosado amarillo 1 1.26

NaOH amarillo azul azul fucsia 14 12.18Acido Acético rosado amarillo amarillo 6 3.01

NH4OH amarillo azul azul fucsia 12 9.41

Leche Mg amarillo azul azul rosado 10 7.47

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ANALISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

INDICADOR: El rojo de metileno lo puedes utilizar como un colorante, que generalmente resalte diversas composiciones y uniones, un sustituto del mismo podría ser el azul de metileno.

SUSTANCIAS AT

ACTUA ENTRE EL PH

1.2( Rojo) Y 2.8 (amarillo)

HCL rosado

NaOH azulAcido Acético amarillo

NH4OH azul

SUSTANCIAS RM

ACTUA ENTRE EL PH

4.2( Rojo) Y 6.3 ( Amarillo)

HCL Rosado

NaOH AmarilloAcido Acético Rosado

NH4OH Amarillo

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INDICADOR: Azul de timol es un compuesto orgánico usado en laboratorio como indicador de PH.

INDICADOR: Azul de bromo timol es un indicador acido base, cuando se hace la disolución puede ser amarilla o azul. O verde neutro.

SUSTANCIAS ABT

ACTUA ENTRE EL PH

1.2( Rojo) Y 2.8 (amarillo)

HCL amarillo

NaOH azulAcido Acético amarillo

NH4OH azul

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PIU VS PH

En papel universal da un rango 0 a 14 según el color, para medir la debilidad y la fortaleza de ácidos y base fuertes , PH metro nos genera un rango más exacto con los datos en la tabla.

CUESTIONARIO

Explique la diferencia del valor del PH entre el acido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre la soluciones caseras.(Que puede concluir).

Al agregar los indicadores HCL y Acido Acético hay una neutralización y ambas pierden sus características y la diferencia del valor del PH, HCL es 1.26 y el acido acético 3.01 esto se debe a la fuerza de disociación que es mayor HCL y menor acido acético.

Al agregar los indicadores al hidróxido sodio y el valor del PH es 12.12 y el valor del PH amoniaco es 9.41 hay una neutralización y ambas pierden sus características con esta diferencia del rango significa que son sustancias básicas.

En las soluciones caseras se encuentran ácidos fuertes y sustancias débiles como por ejemplo: la leche de mg que su rango en el PH es de 7.47 quiere decir que es una sustancia débil, jugo de limón su rango en el PH 2.19 es un acido fuer

SUSTANCIAS PIU PH METRO

PIU VS PH METRO

HCL 1 1.26

NaOH 14 12.18Acido Acético 6 3.01

NH4OH 12 9.41

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2. De los reactivos registrados en la tabla 7 identifique los ácidos y bases fuertes, por que reciben ese nombre?

RTA // Ácidos fuertes: es aquel que se ioniza casi totalmente en iones positivos e iones negativos en este caso el Acido clorhídrico y el Acido acético.

Bases fuertes: es aquella que se disocia completamente en iones positivos y negativos, en este caso el Hidróxido de amonio (amoniaco) e Hidróxido de sodio.

3. Clasifique las soluciones de la tabla 8 en ácidos o bases fuertes débiles o neutras.

RTA//

SUSTANCIA pH CLASIFICACIÓN

Leche de magnesia 7,41 Base débil

Leche 6,49 Acido débil

yogurt 4,02 Acido débil

Jugo de naranja 3,22 Acido fuerte

Jugo de limón 2,19 Acido fuerte

Vinagre 2,86 Acido fuerte

Clorox 2,76 Acido fuerte

Gaseosa 3,98 Acido débil

Aspirina 6,48 Acido débil

Alka-seltzer 6,32 Acido débil

Sal de frutas 5,06 Acido débil

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4. Calcule el PH de la solución de HCI 0.1M (acido fuerte)

(HCL)=0.1 moles /L

(H+) = 0 moles/ L

(CL-) = 0moles/L

Al final de ionización

(HCL)=0 moles/L

(H+)=0.1moles/L

(CL-) =0.1moles/L

Como se conocen la concentración de iones H+, podemos calcular el PH

PH=-log (H+)= -log (0.1)= 1

5 .Calcule el PH de la soluciion0.1M de acido acético (Ka=1.8*10 -5)

(a –x)=CH3COOH

X=CH3COO-

X=H+

Utilizamos sal ecuación de Ka = (H+)(A-)/(HA-)

Ka=1.8x10 -5

a=M=0.1M

Sustituimos la ecuación 1.8x10 -5 = (x)(X)/(0.1-X)

X2=0.1 x1.8x10-5

X = 1.34x10-03 = (OH-)

pOH =-log (OH-) =-log (1.34x10-03 ) = 2.87pH= 14 – 2.87= 11.13

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6. Calcule el PH de la solución de NaOH 0.1M (base fuerte)

El hidróxido de sodio es una base fuerte por lo tanto se encuentra disociado y

(OH-) =0.1

pOH= -log (OH-) =-log (0.1)= 1

pH = 14 pOH= 14 – 1= 13

7. Calcule el PH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka 1.75 x10 -5)

Ka = (NH4+) (OH-)/(NH3) = xxx/0.1 =1.75x10-5

X2=0.1 x1.75x10-5

X=1.32x10 -3 = (OH-)

pOH =-log (OH-) = -log(1.32x10- 3)= 2.87

pH= 14 – 2.87 = 11.13

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INFORME DE PRÁCTICA N°7 Reacciones y ecuaciones químicas

OBJETIVOS:

1. Aprender sobre el uso de las reacciones químicas en la vida cotidiana.

2. Identificar las reacciones químicas y cómo reaccionan frente a otras verificando su color y temperatura.

3. Lograr habilidades de observación en cuanto a las reacciones químicas

4. Identificar, interpretar y argumentar ecuación química

FUNDAMENTO TEORICO:

LA ECUACION QUIMICA:

La ecuación química es una descripción simbólica de las reacciones químicas. Las sustancias que reaccionan se llaman reactivos o reactantes y las sustancias que se obtienen son llamadas productos.

Eje:

Primero tenemos que saber que un caso general de reacción química es

Donde:

A, B, C, D, representan los símbolos químicos de las moléculas o átomos que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado derecho).

a, b, c, d, representan los coeficientes estequiométricos, que deben ser ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la masa.

El hidrógeno (H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua (H2O)

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El símbolo "+" se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" significa "irreversible" o "produce". Para ajustar la ecuación, ponemos los coeficientes estequiométricos

La ecuación está ajustada y puede ser interpretada como 2 mol de moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxígeno, produciendo 2 mol de moléculas de agua.

Las fórmulas químicas a la izquierda de "→" representan las sustancias de partida, denominadas reactivas o reactantes; a la derecha de "→" están las fórmulas químicas de las sustancias producidas, denominadas productos.

Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes estequiométricos. Estos deben ser tales que la ecuación química esté balanceada, Es decir, que el número de átomos de cada elemento de un lado y del otro sea el mismo. Los coeficientes deben ser enteros positivos, y el uno se omite. En las únicas reacciones que esto no se produce, es en las reacciones nucleares.

Adicionalmente, se pueden agregar (entre paréntesis y como subíndice) el estado de cada sustancia participante: sólido (S), líquido (l), acuoso (Ac) O gaseoso (g).

En el ejemplo del agua:

Un ejemplo grafico es el siguiente:

Combustión del metano con el oxigeno

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CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUIMICAS

Reacción

endotérmica

Es aquella reacción que necesita calor para que ocurra.

2KCIO3(s) 2KCI(s)+3 O 2(g)

Reacción

exotérmica

Cuando ocurre esta reacción se produce calor.

Composición

síntesis

En esta reacción dos o más sustancias se unen para formar un solo producto.

Descomposición o

análisis

A partir de un compuesto

Se obtiene dos o más productos.

Desplazamiento Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula

Doble

desplazamiento

Se realizan por el desplazamiento o intercambio de átomos entre las sustancias que participen en la reacción.

Neutralización

(Doble desplazamiento)

Un acido reacciona con un base para formar una sal y agua

Combustiones de materiales orgánicos

Loa compuestos orgánicos

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En presencia de

oxigeno

Con oxigeno producen dióxido de carbono y agua

REACCION QUIMICA O CAMBIO QUIMICO

Es todo proceso en el cual una o más sustancias llamados reactivos que por efecto de energético (energía) se transforma en una sustancia llamada producto estas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de oxido de hierro producida la reacción del oxigeno del aire con el hierro.

Reacciones de combinación o síntesis: en ellas se forman uno o varios compuestos a partir de elementos o compuestos ya existentes. Un ejemplo de esta reacción es:

N2 + 3 H2 ⇒ 2 NH3 (Formación de amoniaco)

Para evidenciar un cambio en una reacción química se debe tener en cuenta lo siguiente:

1. Cambio de color de el producto químico2. Cambio de temperatura, en unos casos la temperatura sube, se mantiene a

la temperatura ambiente o incluso baja, esta temperatura se debe medir con un termómetro para estar más seguro del cambio.

3. Cambio de estado, el cual cambia de: liquido a gas; gas a liquido; solido a liquido; liquido a solido; gas a solido o solido a gas.

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Evidencias de Reacciones químicas

Un Clavo se oxida con el aire

Lo que se observa en la imagen es una reacción química en la cual el hierro se combina con el oxigeno presente en el aire para formar una sustancia distinta a las originales, un oxido de hierro.

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Ejemplos de cómo se presentan cambios químicos en la vida cotidiana

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El número de oxidación

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.

El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a recibirlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

El número de oxidación se escribe en números romanos: +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV, etc.

En los iones monoatómicos la carga eléctrica coincide con el número de oxidación. Cuando nos refiramos al número de oxidación el signo (+) o (-) lo escribiremos a la izquierda del número, como en los números enteros. Por otra parte la carga de los iones, o número de carga,  se debe escribir con el signo a la derecha del dígito Eje: Ca2+ ión calcio (2+), CO3

2- ión carbonato (2- ).

Se denomina reacción de reducción-oxidación, óxido-reducción, o simplemente reacción redox, a toda reacción química en la cual existe una transferencia de pares de electrones entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos.

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

Agente Reductor es el que pierde electrones y aumenta su número de oxidación.

Ca(o)+Cl(o) CaCl2

El calcio es agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o numero de oxidación pasa de 0 a + 2. Esto se puede definir

Ca o Ca2+ + 2e-

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El agente oxidante gana electrones y disminuye el número de oxidación. Ejemplo cuando se hace reaccionar cloro elemental con el calcio.

Cao+ Cl 2(o) CaCl2

El cloro es un agente oxidante que gana electrones y su carga o número de oxidación

Datos Experimentales

Practica

Reacción 1

Anote la temperatura ambiental Coloque en un tubo de ensayo oxido de calcio (Aproximadamente) 1.0 g. Añada un 1mL de aguay tome la temperatura Agite con cuidado (evite romper el termómetro) Observe y registre sus observaciones

Cao+ H2O ------

Reacción 2

Coloque en in beaker de 100 mil 1.0g de Hidróxido de Bario agregue 5mL de H 2º, agite con una varilla para disolver el hidróxido.

Tome la temperatura Ambiental y la de la solución. Agregue 1.0g De nitrato de Amonio agite. Tome de nuevo la temperatura Observe y registre las observaciones

Ba (OH)2 + NH4NO3------

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Reacción 3

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

En otro tubo de ensayo prepare, siguiendo la misma técnica una solución de yoduro de potasio, tome 2mL de agua, luego agregue 0.5 de yoduro de potasio y observe el color de la solución.

Vierta el contenido de ambos tubos en un vaso de precipitados de 50 mL. Observe y registre las observaciones.

(CH3OO) 2Pb +KI ------

Reacción 4

En un vaso de precipitados de 100 mL colocar 5mL de una solución de sulfato de cobre.

Acidular la solución con 6 gotas de acido sulfúrico concentrado. Adicionar al vaso una granalla o una alamina de zinc. Deje reposar. Observe y registre las observaciones.

CuSO4 + ZN + H2SO4------

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Observaciones y Resultados

Reaccion1

Cao+ H2O ------ Ca (OH)2

To Ambiente = 200

To Sustancia = 200

Se agito las dos sustancias, al inicio no se compacto bien las dos sustancias, se dio un tiempo 10 minutos y como se observa en la imagen 1 se compacto generando una masa.

El calcio es agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número de oxidación aumenta.

La clasificación de esta reacción es composición síntesis ya que la mezcla forma un compuesto.

Reacción 2

Ba+2 (OH)2 +2 NH4NO3------ Ba (NO3)2 +2 NH4 OH

To Ambiente = 210

To La solución = 210

To Final = 190

Cuando se agrega un 1g de nitrato de Amonio a la solución, la temperatura disminuye 2 0 c. de la temperatura ambiente.

Es una reacción endotérmica ya que la temperatura desciende a 190 C.

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Reacción 3

(CH3COO) 2Pb +KI ------ (CH3) K +Pb (COO)2

Entre la solución del agua y acetato de plomo el color es transparente.

El segundo paso con la misma técnica, entre la solución Yoduro de potasio agua las solución, es de color Amarillo.

Cuando se adjunto los dos contenidos de ambos tubos en el vaso precipitado de 50 mL se observo el color y como resultado un amarillo fuerte.

Hubo una precipitación.

Se precipito el Yoduro de potasio.

Las partículas de la solución de acetato que darán en el fondo del tubo de ensayo.

Reacción 4

Cu+2 S6 O-8 4 + ZN0 + H2SO4------ Zn+2 S+6 O-8 4 +Cu0+ H2

Hubo transferencia de electrones.

Zn desplazo a Cu

Hubo una aceleración por el catalizador

La solución era de color azul y paso a ser blanca.

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Imágenes

Reacción1

Reacción 2

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Reacción 3

Raccion 4

Cuestionario:

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A. 2Ca + O2 2CaO (OXIDO DE CALCIO)

CaO + H2O CaOH2 (HIDROXIDO DE CALCIO)

B. 4 K + O2 2 K2O (OXIDO DE POTASIO)

KO + H2O 2 KAOH (HIDRÓXIDO DE POTASIO)

C. CL2 + O2 2CL2O (OXIDO HIPOCLOROSO)

2CL2O + H2O HCLO (ACIDO HIPOCLOROSO)

D HCL + NaOH NaCL + H2O

E. H2O H2 + O2 (REACCION DE SINTESIS O COMBINACION)

H2SO4 + Cu CuSO4 + H2 (REACCION DE DESCOMPOSICION)

NaCI + AgNO3 AgCI + NaNO3 (REACCION DE INTERCAMBIO O DOBLE DESPLAZAMIENTO)

SO2 + O2 SO3 (REACCION DE DEZPLAZAMINETO)

Conclusiones

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La química es la ciencia pura para las aplicaciones de vida diaria.

Las reacciones químicas se clasifican según sus características,

Los estados de oxidación son importantes a partir de ello tiene la capacidad de

proporcionar o ceder electrones.

En la reacción 4 los que nos impacta es como un catalizador aumenta la

aceleración de la solución y la gralla.

En la práctica número 7 se identifico las reacciones químicas, ecuaciones, y

balanceo ya que depende para tener una buena práctica.

Esta práctica de laboratorio hace que el estudiante analice lo teórico con lo práctico.

Los temas son de agrado, y todo los que nos rodea y nos ayuda es la química pero hay que tener seguridad en las prácticas y en las soluciones o sustancias que manejamos, pueden generar incidentes.

Se genero conocimientos en el tema del pH de los ácidos y bases fuertes y débiles.

A pesar de estudiar a distancia se trabaja en equipo para cumplir a cabalidad los temas e informes.

PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 8

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ESTEQUIOMETRÍA. REACTIVO LIMITANTE

INTRODUCCION

En un cambio químico los reactantes reaccionan en relaciones estequiométricas molares. Es por esto que cuando la cantidad molar de uno de los reactantes se agota la reacción no prosigue. Esta sustancia se conoce con el nombre de reactivo límite o limitante. Las cantidades de los demás reactantes se encuentran en exceso.

Las evidencias de ocurrencia de una reacción química son: formación de gases; cambios de color, formación de precipitados, cambios de pH; calentamiento o enfriamiento.

En este trabajo se observarán las cantidades de carbonato de plomo (II), PbC03, que se formarán como precipitado en la reacción del nitrato de plomo (II) Pb (NO3)2, con carbonato de sodio Na2C03. La dependencia de las cantidades de PbC03 formado a partir de las cantidades molares iniciales de los reactantes se determinará gráficamente.

OBJETIVOS

Determinar las relaciones estequiometrias molares de los reactantes de una reacción química.

Determinar el reactivo limitante de la reacción.

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PROCEDIMIENTO (DIAGRAMA DE FLUJO)

SI NO

ESTEQUIOMETRIA REACTIVO LIMITANTE

Se observa la reacción de los compuestos, se toma la altura del

Adecuación experimento

Se debe inicia la práctica con una ubicación de los tubos y los productos, dos grupos cada uno

con un producto

La práctica se desarrolló correctament

Se vierte el contenido de los tubos de mayor a

menor.

La práctica está mal desarrollad

Con los datos obtenidos se calcula el Reactivo Limite

Se toman los datos y análisis de los resultados obtenidos

Se realizan las correspondientes

gráficas y operaciones

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CONCLUSIONES

El reactante que no esté en exceso se consumirá en su totalidad y la reacción terminará en esos momentos.

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PRACTICA NO. 9

ESTEQUIOMETRIA DE REACCIONES QUE INVOLUCRAN GASES Y SOLUCIONES

OBJETIVOS

Identificar la formación del CO2 a partir de una reacción y determinar la cantidad de gas que se puede obtener.

Marco Teórico

Uno de los tres estados naturales de la materia es el gaseoso. Los gases adaptan su volumen al recipiente que lo contenga, expandiéndose de forma que ocupa el mayor volumen posible. La razón es que la distancia entre las moléculas es muy grande comparada con su tamaño, las fuerzas de atracción son muy pequeñas, por lo que el gas no tiene forma ni volumen propio y toma la del recipiente que lo contiene.

La atmosfera o capa de aire que rodea la tierra, ejerce sobre la superficie de la tierra una fuerza que es llamada presión atmosférica, esta es una consecuencia del peso del aire.

Los gases presentan las siguientes características:

Fuerza de cohesión casi nula. Sin forma definida. Toma el volumen del envase que lo contiene Se puede comprimir fácilmente. Ejerce presión sobre las paredes del recipiente que los contiene. Los gases se mueven con libertad.

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PROCEDIMIENTO (DIAGRAMA DE FLUJO)

MEDICIÓN DE CO2

Con una jeringa con aguja, adicionar a través del tapón 100mL de ácido clorhídrico.

En un Erlenmeyer con tabuladora lateral unir una manguera, poner el otro extremo en una probeta.

Colocar la probeta llena de agua boca abajo sobre una cubeta con agua también.

Tomar la temperatura y la presión (560

Agregar 1g de carbonato de calcio. Tapar el Erlenmeyer con un tapón herméticamente.

Cuando se desplace el gas, se va recogiendo en la probeta que está llena de agua invertida en la cubeta.

El gas es el CO2, leer el volumen del CO2 recogido, leer la temperatura ambiente.

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Datos experimentales

En este laboratorio usamos 0.5g de carbonato de calcio + ácido clorhídrico el cual formara (gas) dióxido de carbono que se pasara a la probeta desalojando el agua.

Generación de CO2:

1. 0,1 g de Na2CO3 + 1 mL de HCl = desplazó 13,1 mL (bajo rápido).

2. 0,2 g de Na2CO3 + 1 mL de HCl = desplazó 7 mL (se detuvo, bajo más lento).

3. 0,3 g de Na2CO3 + 1 mL de HCl = desplazó 15 mL (comenzó a bajar rápido y quedo en el resultado final).

Análisis de los resultados

-El gas ocupa totalmente el nuevo volumen con la disminución correspondiente de su densidad. Esta tendencia de las moléculas gaseosas a moverse de una zona de densidad mayor a otra de densidad menor y así conseguir una densidad media de equilibrio, se conoce como fuerza de difusión.

-Se deduce que se debe comprimir un gas para aumentar su densidad-fuerza de compresión.

-Un aporte de calor aumenta la energía cinética de las moléculas, favorece su tendencia a moverse incluso a más distancia unas de otras y por tanto provoca una expansión del gas a presión constante.

PREGUNTAS

1. ¿Cuáles son la Condiciones Normales (CN)?

Las condiciones normales de presión y temperatura implican que la temperatura esté a [0ºC] o [273ºK], y la presión a [1atm] o [760mm Hg] para medir el volumen de gases, siendo un mol de un gas medido en condiciones normales a 22,414 L

.

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2. ¿Qué es volumen molar?

El volumen molar es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura.

Si se tiene en cuenta la ley de Avogadro, donde un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen, medido en condiciones normales de temperatura y presión. Un mol de cualquier sustancia contiene 6,023 x 10²³ partículas.

Aquí vemos que el dióxido de carbono: (CO2) = 22,3L y 0ºC

CONCLUSIONES

o Los gases son variables, ya que su densidad depende del recipiente en que se encuentren.

o El calor y la presión influyen en el volumen de un gas.

o Cuando se produce una reacción química en la que los reactivos sean sales, siempre existirá un desprendimiento de gas.

o Los gases se encuentran frecuentemente en nuestro entorno, solo que se adaptan al recinto en que estén.

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Bibliografía

www.wikipedia.org/wiki/Densidad

//http://www.quimica.unam.m

http://www.docstoc.com

Modulo de química

www.itescam.edu.