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QIMICA GENERAL

201102_300

PRACTICA No. 7 – Reacciones y Ecuaciones Químicas

PRACTICA No. 8 – Estequiometría – Reactivo Límite PRACTICA No. 9 – Estequiometría de Reacciones que involucran Gases y

Soluciones

Presentado Por: Jhon Fredy rojas rico

Presentado a: Cesar Augusto Galicia Virviescas

Tutor

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS, TECNOLOGIA E INGENIERIA

IBAGUE NOVIEMBRE DE 2013

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INTRODUCCIÓN

Este pre informe contiene una serie de normas, recomendaciones, procedimientos y una serie de prácticas, para usarse en química general, impulsándonos como alumnos a efectuar experimentos. El objetivo de estos experimentos es lograr un equilibrio entre proceso educativo y el contenido programático de la química, estos laboratorios nos permiten percibir a la química tal como lo hacen los químicos profesionales, dentro de un ambiente propicio para la construcción de conocimientos conceptuales.

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PRACTICA No. 7 – reacciones y ecuaciones químicas

1. OBJETIVOS

Objetivo General

Identificar diferentes tipos de reacciones químicas. Objetivos específicos

Observar evidencias que indiquen que se realizó una reacción química.

Diferenciar los tipos de reacciones que se producen Adquirir habilidades de observación y análisis

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2. Maro Teórico

Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, re accionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha indicando el sentido de la reacción. Una reacción química es el proceso de transformación de la materia, por el cual dos o más sustancias (elementos o compuestos) llamadas reactantes se transforman en sustancias llamadas productos. Para que ocurra una transformación, las sustancias iniciales (reactantes), deben romper sus enlaces químicos y formar nuevos enlaces en un orden diferente, para obtener las sustancias finales (productos). Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química determinadas sustancias permanecen constantes incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. .

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3.Relación de la práctica No. 7 –– reacciones y ecuaciones químicas con

ingeniería de sistemas

4.. DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA

Realización de diferentes reacciones químicas,

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

Vasos de precipitado de 50 ml y 100 ml

Tubos de ensayo

Agitador de vidrio

Oxido de Calcio

Hidróxido de Bario

Nitrato de Amonio

Solución de Yoduro de Potasio (KI)

Solución de Acetato de Plomo (CH3COOH)

Solución de Sulfato de cobre (Cu(SO4)2 )

Acido sulfúrico concentrado (H2SO4)

Granallas de Zinc

Carbonato de Calcio (CaCO3)

Acido Clorhídrico concentrado (HCl)

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PRECAUCIONES

Utilizar los implementos de seguridad y leer en carta de seguridad los riesgos y

seguridad que se debe tener para manejar los reactivos utilizados en el laboratorio

PROCEDIMIENTO.

1. Observar cuidadosamente cada una de las reacciones que se describen a

continuación.

2. Escribir la ecuación química balanceada, clasificar la reacción y determinar si

hay o no transferencia de electrones.

Reacción 1

1. Anote la temperatura ambiental

2. Coloque en un tubo de ensayo oxido de calcio (aproximadamente 1,0g)

3. Añada un 1mL de agua y tome la temperatura

4. Agite con cuidado (evite romper el termómetro)

5. Observe y registre sus observaciones

Reacción 2

1. Coloque en un beaker de 100 ml 1,0g de Hidróxido de Bario agregue 5mL de

H2O, agite con una varilla para disolver el hidróxido.

2. Tome la temperatura ambiental y la de la solución.

3. Agregue 1,0g Nitrato de Amonio agite.

4. Tome de nuevo la temperatura.

5. Observe y registre sus observaciones

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Reacción 3

1. En un tubo de ensayo tomar 2mL de agua, luego agregue 0.5g de acetato de

plomo, agite. Observe el color de la solución.

2. En otro tubo de ensayo prepare, siguiendo la misma técnica, una solución de

yoduro de potasio. Tome 2mL de agua, luego agregue 0.5 de yoduro de potasio.

Observe el color de la solución.

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

4. Observe y registre sus observaciones

(CH3COO)2Pb + KI

Reacción 4

1. En un vaso de precipitados de 100 mLcolocar de 5mL de una solución de

sulfato de cobre

2. Acidular la solución con 6 gotas de ácido sulfúrico concentrado

3. Adicionar al vaso una granalla o una lámina de zinc

4. Deje reposar

5. Observe y registre sus observaciones

CuSO4 + Zn + H2SO4 --

Reacción 5

1. En un tubo de ensayo coloque una pequeña cantidad de óxido de mercurio,

observe el color de la muestra.

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2. Caliente fuertemente en la llama del mechero el tubo con la muestra. Al mismo

tiempo acerque una astilla de madera con un punto de ignición, a la boca del tubo.

Observe lo que ocurre.

3. Vierta el residuo en una cápsula de porcelana. Observe cuidadosamente las

paredes del tubo y el residuo.

4. Registre sus observaciones.

RESULTADOS

1. Identifique cada una de las anteriores reacciones

(clasifíquelas según su tipo).

2. Escriba las ecuaciones químicas de cada reacción.

3. Diga cual de las anteriores reacciones es de oxido – reducción y por qué (Para

determinar si son de oxido reducción debe determinar el número de oxidación de

los elementos y decir cual compuesto se redujo y cual se oxidó)

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

Cuando los metales reaccionan con oxígeno producen oxidos básicos y al

reaccionar estos con agua se producen bases o Hidróxidos.

Cuando reaccionan no – metales con Oxígeno se producen óxidos ácidos, al

reaccionar estos con agua se producen ácidos.

Cuando reacciona un ácido con una base se produce una sal.

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De acuerdo a la anterior información completar los espacios en las siguientes

ecuaciones químicas,

a. 2Ca + O2 -------

CaO + H2O ------

b. 4 K + O2 ----

________ + H2O ----

c. Cl2 + O2 -------

2Cl2O + _____ --------

d. HCl + NaOH -------- __ + H2O

e. emparejar las siguientes reacciones con su correspondiente tipo de reacción

H2O → H2 + O2 Reacción de desplazamiento

H2SO4 + Cu → CuSO4 + H2 Reacción de Síntesis o combinación

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 Reacción de descomposición

SO2 + O2 → SO3 Reacción de intercambio o doble desplazamiento

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DESARROLLO DE LA PRACTICA No. 7 – reacciones y ecuaciones químicas

Diagrama de flujo

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REFERENCIAS

Ariza Rua, Darío, Bogotá 2012, Modulo Química General UNAD.

Contenido en línea http://www.educaplus.org/gases/gasideal.html http://www.educaplus.org/play-118-Ley-de-Charles.html

Guía componente práctico del curso, 201102 – química general.

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PRACTICA No. 8 – ESTEQUIOMETRIA - REACTIVO LÍMITE

1. Objetivos.

1.1. Objetivo General. Determinar las relaciones estequiometrias molares de los reactantes de una reacción

química, estableciendo con esto el reactivo limitante de la misma.

1.2. Objetivos específicos.

balancear una ecuación química

Calcular el reactivo limitante en una reacción y la cantidad de producto

resultante en un problema donde se dan datos de dos de los reactivos. identificar, interpretar y argumentar sobre reactivo límite y reactivo en

exceso en una reacción química.

2. Marco teórico. La teoría de Brönsted - Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H30+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el ácido, si la base está presente y viceversa.

Según la teoría de Brönsted - Lowry la ecuación general para una reacción ácido – base, se puede escribir así:

- Ácido I Base II Ácido II Base I En esta ecuación A- es la base conjugada de HA. Por otro lado H30+ es el ácido 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 ácido de Brönsted-Lowry donará iones hidronios (H3O+) a cualquier base cuyo ácido conjugado sea más débil que el ácido donante. Se define el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los

iones hidronios. pH = - log H3O+ Las soluciones acuosas de ácidos tienen un pH 7 y las soluciones básicas un pH 7 y las soluciones neutras pH = 7 Un indicador ácido-básico es un ácido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios. Por ejemplo, la fenolftaleína, que representaremos como HPhth,

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es un indicador que cambia de incolora (en medio ácido) a rosado intenso (en medio básico). HPhth + OH- - + H2O Incoloro Rosado En una solución neutra las dos formas de la fenolftaleína HPhth (incolora) y Phth- (rosada) se encuentran en equilibrio y predomina la incolora. El pH en el cual un indicador cambia de color depende de su fuerza ácida. En esta experiencia se pretende observar el comportamiento de los ácidos, bases, y productos caseros, utilizando una serie de indicadores. El cambio de color será la evidencia de la presencia de un medio ácido o básico. Para medir el valor exacto del pH de una solución o producto, se utiliza un pH-metro.

DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA Determinar pH a diferentes soluciones, algunos reactivos ácidos y bases y otras soluciones caseras

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

20 tubos de ensayos Gradilla Frasco lavador pH metro (opcional) Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M Ácido acético (CH3C00H) 0,1 M Amoniaco (NH3) 0.1 M Hidróxido de sodio (Na0H) 0.1 M Agua destilada

INDICADORES Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína Azul de timol Papel indicador universal

Materiales caseros (Uno por cada grupo) Jugo de limón Vinagre Café Leche Aspirina o alka-seltzer Antiácido (leche de Magnésia)

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Gaseosa Blanqueador Otros

PRECAUCIONES Cumpla las normas de seguridad cuando trabaje con ácidos y bases. No inhale el amoniaco. Utilizar los implementos de seguridad y leer en carta de seguridad los riesgos y seguridad de los reactivos utilizados en el laboratorio

PROCEDIMIENTO. 1. En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierta por separado 2mL de cada una de las siguientes soluciones: ácido clorhídrico 0.1 M; ácido acético 0.1 M; amoniaco 0.1 M, hidróxido de sodio 0,1; agua destilada. 2. Agregue una gota de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayo. Agite. Registre el color final de la solución y estime el pH de la solución. 3. Repite para nuevas muestras de solución los procedimientos anteriores para

cada uno de los indicadores. 4. Utilice cada uno de los indicadores para estimar el pH de cada una de las sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la siguiente tabla en la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color.

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5. Compruebe el pH de todas las soluciones utilizando el pH-metro (OPCIONAL RESULTADOS

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

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2. Compare el pH del ácido clorhídrico y el del ácido acético y compare el pH del amoniaco con el del hidróxido de sodio 3. Compare el valor del pH de las diferentes soluciones caseras

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

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Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos. PREGUNTAS

1. Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido

acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir? 2. De los reactivos registrados en la tabla 7 identifique los ácidos y bases fuertes,

por qué reciben ese nombre? 3. Clasifique las soluciones de la tabla 8 en ácidos o bases fuertes débiles o neutras 4. Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte)

5. Calcule el pH de la solución 0,1M de ácido acético (Ka = 1,8x10-5)

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

7. Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka = 1,75x 10-5)

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DESARROLLO DE LA PRATICA No. 6 – caracterización de ácidos y bases.

Mediciones de ph

Diagrama de flujo

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REFERENCIAS

Ariza Rua, Darío, Bogotá 2012, Modulo Química General UNAD.

Contenido en línea http://www.educaplus.org/gases/gasideal.html http://www.educaplus.org/play-118-Ley-de-Charles.html

Guía componente práctico del curso, 201102 – química general.

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1. PRACTICA No.9 – ESTEQUIOMETRIA DE REACCIONES QUE INVOLUCRAN

GASES Y SOLUCIONES

2. Objetivos.

2.1 Objetivo General.

Generar CO2 a partir de una reacción, determinando la cantidad de gas que se puede obtener.

2.2 Objetivos específicos.

adquirir destreza para realizar cálculos estequiométricos

Adquirir la habilidad para interpretar y expresar con claridad y precisión informaciones, datos y argumentaciones, que les dará la posibilidad de seguir aprendiendo a lo largo de la vida, tanto en el ámbito escolar o académico como fuera de él. .

3. Marco teórico.

Los estudiantes deben investigar la teoría en el módulo y en otros textos de Química sobre cálculos estequiométricos, cálculos de concentración de soluciones acuosas, especialmente Molaridad y cálculos de volúmenes de gases

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

Probeta 250mL Tubo con desprendimiento lateral y manguera Tapón de caucho Pipeta 5mL Espátula Vaso de precipitados de 100mL Vaso de precipitados de 1L Balanza Carbonato de calcio (CaCO3) Acido clorhídrico (HCl)

SEGURIDAD INDUSTRIAL

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Utilizar los implementos de seguridad y leer en carta de seguridad los riesgos y seguridad de los reactivos utilizados en el laboratorio. .

PROCEDIMIENTO.

1. En un tubo con desprendimiento lateral unido a una manguera cuyo extremo va dentro de una probeta llena de agua colocada boca abajo sobre la cubeta también con agua (ver figura 4), colocar 1mL de una solución de ácido clorhídrico concentrado. 2. Tomar la temperatura y la presión ambiente del laboratorio en el que se realiza la experiencia (p.ej.: en Bogotá la presión es 560mmHg). 3. Verter sobre el tubo 0,1g de CaCO3, sin que este haga contacto con el HCl añadido antes de tapar herméticamente el tubo (puede colocar el carbonato dentro de un papel con el tubo ligeramente inclinado).

4. Tapar el tubo con un tapón herméticamente. 5. Dejar mezclar los reactivos. 6. Una vez que empiece a desplazar el gas, este se va recogiendo en la probeta, que previamente se ha llenado con agua y está invertida en la cubeta. El gas es CO2. 7. Leer el volumen recogido de CO2 (para esto es necesario determinar el volumen inicial de aire contenido en la probeta).

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8. Registre sus observaciones y resultados. 9. Repita el procedimiento variando la cantidad de CaCO3 que vierte, hágalo también con 0,2g y 0,3g por separado. CÁLCULOS 1. ¿Cuál es la reacción que tuvo un mayor rendimiento en la generación de CO2? 2. ¿Determine el número de moles y de gramos de CO2 obtenidos en cada caso? 3. Calcule los gramos de CaCO3 que reaccionaron 4. ¿Qué cantidad de HCl puro se empleó (en moles)? 5. Suponiendo que el rendimiento de la reacción fue del 60%, ¿cuánto HCl puro se empleó (en moles)? 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 1. ¿Por qué el gas se ubica en la parte superior de la probeta? 2. ¿A que hacen referencia las condiciones normales (CN) de un gas? 3. ¿Qué es volumen molar? OPCIONAL Determinar la concentración de carbonato en una sustancia que lo contenga. 1. Averiguar que sustancias de su entorno contienen carbonato de calcio o de sodio 2. Llevar al laboratorio una de ellas para determinarle el porcentaje de pureza (en carbonato de sodio o calcio), utilizando el procedimiento anterior Diagrama de flujo

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REFERENCIAS

Guía componente practico del curso 201102- Química G

http://www.google.com.co/url?sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=6&v

ed=0CDQQFjAF&url=http%3A%2F%2Fwww.quimicaweb.net%2Fciencia%2

Fpaginas%2Flaboratorio%2Fpictogramas.html&ei=3AJQUMuMA4Kc8gTgko

G4Cw&usg=AFQjCNGVucFsd2iXU9Go8VazHOzYK066qQ

http://www.quimicaweb.net/ciencia/paginas/laboratorio/material.html