Índice

I Resumen.......................................................................................................................3

II Introducción................................................................................................................4

1. Reacciones Químicas...............................................................................................4

2. Ácidos/bases fuertes y débiles.................................................................................4

3. Reacción Ácido y Base.............................................................................................4

4. Punto de Ebullición...................................................................................................5

5. Leyes que afectan una Reacción Química...............................................................5

6. Temperatura.............................................................................................................5

7. Amoníaco..................................................................................................................6

8. Hidróxido de Cobre...................................................................................................6

9. Leyes de los Gases..................................................................................................6

10. La alcalinidad o basicidad.......................................................................................6

11. Escala de pH..........................................................................................................7

III Métodos y Materiales.................................................................................................8

1. Materiales.................................................................................................................8

IV Resultado..................................................................................................................11

V Discusión...................................................................................................................13

VI Conclusión...............................................................................................................14

VII Referencias Bibliográficas....................................................................................15

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I Resumen

En el experimento que se realizo en el laboratorio se logro percibir una gran cantidad de objetivos que son fundamentales para el éxito de este experimento, uno de ellos son: Logra reconocer los cambios químicos y físicos que se encuentra en una reacción química, visualizar las distintas clases de compuesto con sus respectivas restricciones de los componente y por ultimo apreciar cada proceso logrando abstraer cada conocimiento de este tipos de reacciones.

La metodología que se utilizo para la realización del experimento, fue un paso a paso de cada situación que fuera descrita en la guía de trabajo. Esto empezó con la selección de cada instrumento de medición y la utilización de objetos que son importantes para la realización de este.

Luego se logro especificar la cantidad exacta que se utilizo de sulfato de cobre para la disolución de amoniaco en un 10 % sobre el concentrado de cobre que fue de 8 gr, con los gramos ya mazados se logra diluir en amoniaco de 10 % de 30 cm3, con lo cual fue revolvió y dejar una solución acuosa homogénea. Donde se le adiciono hidróxido sódico dándole otro matiz y pasar de un color verdoso sulfatado a un color azul intenso, logrando así teñir completamente la muestra de este color.

Por último la muestra ya revuelta es ingresada en un tubo de ensayo para luego, ingresarla en la centrifuga y logra separar las solución de pureza que quedara arriba y la de impureza en la parte inferior. Logrando visualizaron los resultado de la muestra ya centrifugada, además se realizaron respectivamente distintos de experimento con la soluciones restante se utilizaron para otros experimentos.

Resultado en el primer experimento se logro encontrar dos tipos de colores un azul intenso que era la solución más pura y otra de color verdosa intenso la cual se quedo toda la impureza, en los otros dos experimento se logro obtener otro poco de una solución más pura al agregar amoniaco de un 10 % y por ultimo cuando se bullicio la muestra, se logro percibir un olor intenso pero molesto con la solución acuosa cada vez mas viscosa.

Las conclusión que se logro visualizar y más importante fue la comprobación de las reacciones química, la cual se logro percibir en los distintos cambios que se efectuaron al realizar cada experimento, además visualizar la ebullición de la solución acuosa la cual se iba notando una mancha cada vez más oscura y el olor mucho más intenso a medida que se seguía aumentando la temperatura.

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II Introducción.

1. Reacciones Químicas.

Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias a otras. De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas. Las sustancias que participan en una reacción química y las proporciones en que lo hacen, quedan expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirven de base para la realización de diferentes tipos de cálculos químicos. En una ecuación se puede indicar los estados físicos de las sustancias involucradas de la manera siguiente: (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gaseoso y (ac) para soluciones acuosas.

2. Ácidos/bases fuertes y débiles.

Ácidos fuertes: Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+.

Bases fuertes: se disocia completamente, da todos sus iones OH¯. Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplos hidróxido de sodio, de potasio. Pueden llegar a ser muy corrosivas en bajas concentraciones.

Ácidos débiles: no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico.

Bases débiles: no se disocian completamente con el agua. Ejemplos hidróxido de amonio, el amoníaco. Precisamente el amoníaco es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua.

3. Reacción Ácido y Base.

La reacción entre un ácido y una base se llama neutralización. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Si una de las especies es de naturaleza débil y la neutralización se produce en disolución acuosa también se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidronio y de aniones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.

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Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.

Podemos resumir el proceso así:

Ácido + base → sal + agua

4. Punto de Ebullición.

La definición formal de punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del medio en el que se encuentra. Coloquialmente, se dice que es la temperatura a la cual la materia cambia del estado líquido al estado gaseoso.

5. Leyes que afectan una Reacción Química.

A) Ley de la conservación de la masa: La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

B) Ley de las proporciones Proust: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo. Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista, para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

C) Ley de Dalton: Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.

D) Ley de Richter: Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

6. Temperatura.

Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas.

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7. Amoníaco.

NH3, es un compuesto químico en estado natural gaseoso, ampliamente utilizado en la industria química y como refrigerante. Se disuelve con facilidad en agua formando el agua amoniacal. Es una sustancia muy corrosiva y tóxica por lo que su manejo requiere medidas de seguridad para evitar daños a la salud e incluso la muerte.

8. Hidróxido de Cobre.

El hidróxido de cobre es un polvo con color que varía desde el azul claro hasta el azul verdoso; es bastante estable al aire pero se descompone fácilmente si se expone a una temperatura superior a los 100°. El hidróxido de cobre tiene una buena solubilidad en los ácidos y en amoniaco pero es insoluble en el agua; resulta fundamental para la preparación de otros compuestos del cobre y para la fabricación de pigmentos para colorar el papel. Su fórmula química Cu(OH)2

9. Leyes de los Gases.

Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Las leyes principales son:

- Ley de charles- Ley de Gay-Lussac - Ley de Graham- Ley de Dalton- Ley de Henry

10. La alcalinidad o basicidad.

 La basicidad del agua se puede definir como una medida de su capacidad para neutralizar ácidos. En las aguas naturales, esta propiedad se debe principalmente a la presencia de ciertas sales de ácidos débiles, aunque también puede contribuir la presencia de bases débiles y fuertes.

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11. Escala de pH.

Los ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.

Hay centenares de ácidos. Ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, que puede disolver los clavos de acero, y ácidos débiles, como el ácido bórico, que es bastante seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, llamadas "bases", que pueden ser soluciones alcalinas suaves, como la Leche de Magnesia, que calman los trastornos del estómago, y las soluciones alcalinas fuertes, como la soda cáustica o hidróxido de sodio, que puede disolver el cabello humano.

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Fig.1: Escala única de pH, llamada Medida del pH.

III Métodos y Materiales.

1. Materiales.

En el siguiente experimento que se efectuó en el laboratorio, se utilizaron diversos tipos de materiales e instrumento para su realización exitosa del experimento:

1. Mechero2. Soporte universal3. Rejilla metálica de laboratorio4. Balanza analítica5. Vaso Precipitado6. Probeta de laboratorio7. Termómetro 8. Pipeta 9. Agua destilada10. Centrifuga de secado11. Sulfato de cobre pentahidratado12. Amoniaco 10%13. Hidróxido sódico

1. Metodología

Primero se debe masar el vaso precipitado en la balanza analítica, para lograr dejarla en 0 y así echarle los 8 gramos de sulfato de cobre. Esta se disuelve en 30 cm3 de agua destilada y con una varilla de agitación se revuelve hasta tener una solución homogénea.

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Fig.2: Agregando el sulfato de cobre en el vaso precipitado

Fig.3: Balanza analítica masando los 8 gr de sulfato de cobre

Fig.4: Disolución del sulfato de cobre con el agua destilada sobre el mechero.

Teniendo esto disuelto es necesario calentar el vaso precipitado a unos 70° C donde debe ser controlado por el termómetro, luego se le agrega cuidadosamente una disolución de amoniaco de un 10% hasta lograr un color azul oscuro donde se encuentre la disolución completamente diluida.

El siguiente paso se realizar una vez más el masar el vaso precipitado en la balanza analítica, en donde se coloca en 0 para luego calcular la cantidad exacta de hidróxido sódico y esta disolverla en otro vaso precipitado para luego ingresarla en la disolución anterior.

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Fig.5: Control de la temperatura con termómetro.

Fig.7: Agregando el sulfato de cobre en el vaso precipitado

Fig.6: Mescla de amoniaco a 10 % en la solución acuosa.

Fig.8: Masando la cantidad de hidróxido sódico en la pesa analítica.

Fig.9: Agregando el agua destilada sobre el vaso precipitada con el hidróxido sódico.

Fig.10: Disolución del compuesto, dejándolo homogéneo.

Por último la disolución se deposita en tubo de ensayos, donde son colocados una centrifuga de laboratorio para su sacado y ver los resultados obtenidos.

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Fig.12: Mescla de la disolución obteniendo una solución acuosa homogénea.

Fig.11: Agregando la disolución del hidróxido sobre la solución acuosa.

Fig.14: Agregando la disolución del hidróxido sobre la solución acuosa.

Fig.15: Agregando la disolución del hidróxido sobre la solución acuosa.

Fig.13: Agregando la disolución del hidróxido sobre la solución acuosa.

IV Resultado

Con el experimento ya concluido se logro encontrar 3 resultados, uno fue el resultado de todos los pasos descritos anteriormente y los otros dos consistieron en experimento realizado con la muestra ya terminada observándose lo siguiente:

1. Se logro percibir la separación de dos soluciones una muy acuosa de un color azul intenso la cual se encontraba en la parte superior, pudiéndose describir como una zona alejada de las impureza del solución. En cambio en la parte inferior se logro encontrar una tonalidad más clara de un color verdoso muy fuerte y claro, obtenido residuos en los cuales eran difícil de limpiar o sacar y apreciando así las gran diferencia en las dos soluciones respectivamente.

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Fig.16: Resultado de las muestra después del centrifugado.

2. Con los resultados que se encontraron en los tubos de ensayos ya centrifugado se le añade una pequeña cantidad de amoniaco y luego se observa lo que va ocurriendo. Se logra percibir un color azul intenso el cual disuelve un poco más el resultado de la muestra ya centrifugada, logran obtener una solución más pura y eliminada el residuo que se encuentra en el fondo.

3. Por último se calienta a ebullición el resto de disolución acuosa que se le ingreso hidróxido sódico en el vaso precipitado hasta obtener un color oscuro en la muestra el cual cada vez se hace más intenso y la solución acuosa se convierte mas pegajosa, emanado también un olor muy intenso que es desagradable.

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Fig.17: Agregando la disolución amoniaco de un 10 % a la solución después del centrifugado.

Fig.18: Resultado de la muestra con la homogenización del amoniaco.

Fig.19: Agregando la disolución del hidróxido sobre la solución acuosa.

V Discusión

Realizando el experimento se logro visualizar diferentes tipos de cambios y analizar datos que fueron muy importantes para la realización de este experimento, se puede ir comparando diferentes tipos de resultado que se obtuvo con el marco teórico el cual es el inicio de todo tipo de procesos.

Pensamos que en nuestro primer pasó, ósea cuando juntamos el hidróxido de cobre en estado sólido, con el agua destilada, estuvo presente la ley de conservación de la masa, ya que luego del centrifugado volvió a quedar en un estado sólido. Lo que en pocas palabras, solo tuvo un cambio físico, que se pudo percibir fácilmente, no así un cambio químico.

Principalmente, uno de los cambios más notorios que ocurrieron en nuestro experimento, fue el del cambio de color que se obtenía al agregarle amoniaco a la mezcla de hidróxido de cobre con agua destilada, ya que al revolverlo tomaba un color azul, pero mientras más amoniaco le agregábamos, mas azul se ponía, esto nos hace referencia a la escala de pH descrita en el marco teórico, ya que mientras más azul, mas básica era nuestra mezcla.

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VI Conclusión

Como conclusión podemos decir que se apreciaron diferentes cambios en nuestro experimento, tanto físicos como químicos. Uno de los primeros cambios que se logro visualizar fueron los diferentes tipos de color que se encontraban cada vez que se agregara algún tipo de compuesto al experimento realizado, haciendo que este se transformara en una solución acuosa y luego al calentar la mezcla por sobre el punto de ebullición, lograr visualizar los distintos tipo de estado de la materia.

Podemos decir que el marco teórico afirma nuestra experiencia, ya que cuando le agregamos amoniaco a nuestra solución e hidróxido de cobre con agua destilada, nuestra mezcla quedaba más básica, pero también cuando nuestra mezcla fue introducida a la centrifuga, se logro ver un cambio en el color de la mezcla en el estado liquido, ya que era de un color azul mucho más claro, esto quiere decir que perdió basicidad ya que el amoniaco se evaporo, y esto produjo que nuestro resultado fuera menos básico, es por ello el color celeste de la mezcla, así como lo indica la escala de pH, y logro volver a un estado inicial.

Al finalizar este primer experimento, se logro validar algunas de las leyes descritas, y logramos analizar lo importante que son algunos parámetros, como la temperatura, el punto de ebullición, entre otros, ya que el experimento se basaba en trabajar con cierta temperatura para no provocar cambios inesperados en la mezcla y en los componentes químicos utilizados para ello. De esta manera, creemos que nos sentimos con más experiencia para afrontar experimentos futuros.

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VII Referencias Bibliográficas

Química.(http://quimica.laguia2000.com/general/ley-general-de-los-gases-ideales).Septiembre 05 del 2015.

Ebullición.( https://sites.google.com/a/goumh.umh.es/practicas-de-microbiologia/ indice/esterilizacion-desinfeccion-y-antisepsis/ebullicion ) . Septiembre 05 del 2015.

Basicidad.(http://www.fisicanet.com.ar/quimica/equilibrio_quimico/ap02_acidez.php) Septiembre 05 del 2015.

Hidróxido de cobre.(http://postgrado.uto.edu.bo/tesis/facultad-nacional-de-ingenieria/carrera-de-ingenieria-quimica/354-obtencion-del-hidroxido-de-cobre-a-partir-del-sulfato-de-cobre.html) Septiembre 05 del 2015.

Escala de temperatura. (http://www.quimicayalgomas.com/fisica/escalas-de-temperatura/) Septiembre 05 del 2015.

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