Manual de Química Técnica.pdf

UNIVERSIDAD FRANCISCO GAVIDIA FACULTAD DE INGENIERIA Y SISTEMAS LABORATORIO DE CIENCIAS BASICAS

MANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO Y

DISCUSIONES DE PROBLEMAS DE

QUÍMICA TÉCNICA (QTE0) - QUÍMICA GENERAL I (QGL1)

CICLO 01-2016

ii MANUAL DE QUIMICA TECNICA (QTE0) – QUÍMICA GENERAL I (QGL1) CICLO 01-2016

CONTENIDO

Reglamento a seguir en las Prácticas de Laboratorio y Discusiones de Problemas 1 Sistema de Evaluación del Laboratorio 2 Práctica de Laboratorio No. 1 3 Práctica de Laboratorio No. 2 9 Práctica de Laboratorio No. 3 14 Práctica de Laboratorio No. 4 18 Práctica de Laboratorio No. 5 22 Discusión No. 1 26 Discusión No. 2 28 Discusión No. 3 30 Discusión No. 4 32 Discusión No. 5 34

1 MANUAL DE QUIMICA TECNICA (QTE0) – QUÍMICA GENERAL I (QGL1) CICLO 01-2016

REGLAMENTO A SEGUIR EN LAS PRACTICAS DE LABORATORIO Y DISCUSIONES DE PROBLEMAS

Es responsabilidad de cada estudiante leer este reglamento y cumplir con todas las disposiciones presentadas en este documento.

Es obligación de los estudiantes que cursan Química Técnica usar gabacha durante las

prácticas, de lo contrario no se les permitirá el ingreso al laboratorio. No se admitirá el ingreso a estudiantes después de 15 minutos de la hora oficial de inicio

de la práctica o discusión.

El profesor organizará los grupos de trabajo de laboratorio con no más de cuatro estudiantes por grupo, estos grupos se deberán mantener hasta el final de ciclo.

Es obligación que cada estudiante disponga de la guía de laboratorio o discusión para

realizar la actividad correspondiente, en caso contrario no se le permitirá el ingreso al laboratorio. Se recomienda leer previamente la guía.

Desarrollar la práctica en colaboración con sus compañeros y mantener dentro de las

instalaciones una conducta de entusiasmo, respeto y colaboración.

El laboratorista entregará el equipo a cada grupo de trabajo previa presentación de carné y él será el encargado de revisarlo y recibirlo cuando finalice la práctica.

El estudiante/grupo deberá reponer el material que dañe, a más tardar antes de finalizar el

ciclo lectivo.

Está prohibido fumar, beber, comer, contestar celulares o usar cualquier otro distractor dentro de las instalaciones del laboratorio que le perturben su trabajo.

El instructor está autorizado para expulsar al alumno que con su comportamiento ponga en

peligro a sus compañeros o impida el desarrollo de la actividad.

El contenido de las discusiones de problemas numéricos será evaluado mediante un examen individual a desarrollar en la última media hora de la sesión de discusión.

En caso de no poder asistir a alguna de las prácticas de laboratorio 1, 2, 3 y 4; o en caso de

perder alguno de los exámenes de discusión 1, 2, 3 y 4, el alumno deberá solicitar la realización de la práctica diferida ó del examen diferido para recuperar su nota, con el Responsable de Laboratorios de Ciencias Básicas, conforme la siguiente programación:

Práctica y Discusiones

No.

Fecha de trámite de diferidos

Realización de diferidos

Horario de Laboratorio

Diferido

Horario de Discusión Diferida

1 Miércoles 17 de febrero Sábado 20 de febrero 8:00am a 10:00am

10:00am a 11:40am

2 Miércoles 30 de marzo Sábado 02 de abril

3 Miércoles 04 de mayo Sábado 07 de mayo

4 Miércoles 01 de junio Sábado 04 de junio

NOTA: No se podrán diferir ni el laboratorio ni la discusión 5


En el reporte de laboratorio deben incluirse únicamente los nombres de los alumnos que

colaboraron en la elaboración del reporte, no deben incluirse alumnos que no asistieron a la práctica y/o aquellos que no participaron en la elaboración del reporte.

El reporte de laboratorio se entregará el mismo día de la práctica, dentro del horario asignado

a cada grupo de laboratorio, en las hojas de reporte que están al final de cada guía de laboratorio.

Las fechas límites para cambios de laboratorios y discusión es hasta el 6 de febrero

de 2016, con justificación.

SISTEMA DE EVALUACION DEL LABORATORIO DE QUIMICA TÉCNICA Y QUÍMICA GENERAL I

Las asignaturas de Química se evalúan a través de 4 pruebas objetivas (exámenes parciales en el aula) con una ponderación total del 60% y cuatro notas “LAB” en el laboratorio, con una ponderación total del 40%. Cada una de las cuatro notas LAB está compuesta por las siguientes evaluaciones:

Práctica de Laboratorio. 3%

Reporte escrito de la práctica.

Examen de discusión 3% .


QUÍMICA TÉCNICA (QTE0) – QUÍMICA GENERAL I (QGL1)

PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 1:

TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATORIO I y II

OBJETIVO GENERAL: Conocer el equipo e instrumentos utilizados en el Laboratorio de Química para su correcta manipulación. OBJETIVOS ESPECIFICOS: Conocer el principio en el que se basa el mechero. Identificar las partes en las que consta un mechero. Manipular correctamente el mechero. Identificar las zonas de la llama. Diferenciar una combustión completa de una incompleta. Manipular los diferentes instrumentos de medición de volumen a

emplear en el laboratorio. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA: MECHERO DE BUNSEN El mechero es uno de los instrumentos más usados en un laboratorio de química y consta de las partes siguientes: Tubo lateral: Permite la entrada de gas al mechero. Tubo recto : Es la parte perpendicular al tubo lateral en donde el gas

y el aire se mezclan antes de quemarse (principio de bunsen) Collar móvil: Aro provisto de agujeros que rodea el tubo recto por la parte inferior y permite

regular la entrada de aire al mechero. Tipos de combustión: La combustión: Es el proceso que consiste en quemar un compuesto orgánico en presencia de oxígeno. La combustión puede ser de dos tipos: a) Completa: Se produce cuando hay suficiente cantidad de oxígeno, esta consume casi en su totalidad las partículas de carbono incandescentes, adquiriendo la llama un color azul. b) Incompleta: Es aquella en la cual se producen partículas sólidas de carbono debido a la insuficiencia de oxígeno en la mezcla, se caracteriza por presentar una llama de color amarillo. FORMAS DE APLICAR EL CALOR La forma de aplicar el calor con el mechero depende de la temperatura que se necesita. La llama del mechero se puede aplicar: Directamente: En tubos de ignición y de ensayo, cápsulas de porcelana, crisoles y otros

instrumentos de vidrio resistentes a altas temperaturas. Indirectamente: Interponiendo entre el recipiente y la llama una malla metálica asbestada o por

medio de un baño de agua (baño de María), dentro del cual se introduce el objeto a calentar.


MEDICION DE VOLUMEN Para la medición de volumen de líquidos se utilizan instrumentos diversos que se pueden clasificar como fijos y variables. Ejemplos de instrumentos para medir volúmenes fijos: Frascos volumétricos: Sirven para una medición exacta y específica de volumen, poseen una

marca en el cuello que indica el volumen específico del frasco, y se llama la línea de aforo. Pipetas volumétricas: se utilizan para medir exactamente un solo volumen. Ejemplos de instrumentos para medir volúmenes variables: Pipetas graduadas: Se usan para medir cualquier cantidad de líquido. La medición es exacta. Buretas: Se pueden utilizar para medir cualquier cantidad de líquido. Sirven para medición

exacta de volumen. Están graduadas en mililitros. Probetas: Se usan para medir volúmenes poco exactos; cuanto mayor es el diámetro menor es

la exactitud. Por estar graduadas puede medirse cualquier cantidad de líquido dependiendo de su cantidad.

Por la exactitud de los instrumentos, para medir volúmenes se clasificar en la siguiente forma: Instrumentos exactos: Frascos volumétricos, pipetas volumétricas, pipetas graduadas y

buretas. Instrumentos menos exactos: Probetas. Existen otros instrumentos de mucho uso en el laboratorio, pero por ser de volumen aproximado

no es conveniente utilizarlos para medir, ellos son: vaso de precipitados (beaker) y erlenmeyer. TECNICAS EMPLEADAS Manipulación del mechero. Medición de volumen. Aforar es la acción de adicionar un líquido dentro del frasco y llevarlo a la línea de aforo. EQUIPO Y MATERIAL DE TRABAJO 1 mechero 1 capsula de porcelana 1 pinza para crisol 1 soporte 1 pinza para bureta 1 bureta 1 probeta de 25 ml. 1 probeta de 50 ml. 1 probeta de 100 ml. 1 pipeta de Mohr 1 beaker 1 pipeta volumétrica de 25 ml. 1 clip metálico PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Examine el mechero e identifique las partes de que consta.


Cierre el collar móvil. Manteniéndose a una distancia prudencial encienda un cerillo y colóquelo sobre la boca del

mechero y abra lentamente la llave del gas. Regule la entrada de aire abriendo el collar móvil y observe de qué color es la llama producida. Con una pinza sostenga una cápsula de porcelana limpia y seca (o un trozo de asbesto) sobre

la llama durante 20 o 25 segundos aproximadamente. Cierre el collar móvil y observe, ¿de qué color es la llama producida? Coloque nuevamente la cápsula de porcelana sobre la llama. Observe el exterior de la cápsula. Sostenga un clip sobre la llama del mechero en la zona de oxidación observe el color que toma

el clip y deslícelo suavemente a la parte baja de la llama.

MEDICION DE VOLUMEN Tome una bureta y llénela con agua de chorro Coloque la bureta en la pinza de bureta. Deje caer 25 ml (de agua) en una probeta de 25 ml ¿qué observa? USO DE LA PROBETA En una probeta de 25 ml coloque fracciones de 5 ml de agua usando para ello un vaso de precipitado (en cada caso observar si coinciden los volúmenes), hasta completar el volumen de la marca de 25 ml. USO DE LA PIPETA MOHR Introduzca la punta de la pipeta hasta el fondo de un beaker que contenga agua, sin tocar el

fondo. Succione por el extremo superior de la pipeta hasta que el nivel del agua este arriba de la marca

de cero. Tape el extremo superior con el dedo índice y controle la salida del líquido permitiendo que este

fluya lentamente hasta que la parte inferior del menisco coincida con la línea de aforo. Verter el volumen del líquido en una probeta de 10 o 25 ml y observar si coinciden los volúmenes.

TECNICAS BASICAS DE LABORATORIO II

OBJETIVO GENERAL: Desarrollar destrezas en el uso de la balanza y en la medición de volúmenes para aplicarlos en la determinación de densidades. OBJETIVOS ESPECÍFICOS: Efectuar mediciones de volúmenes aplicando las técnicas aprendidas en la práctica anterior. Utilizar apropiadamente la balanza para medir masas de sólidos y líquidos. Determinar la densidad de un líquido y un sólido. FUNDAMENTACION TEORICA: Densidad de líquidos y sólidos: La densidad es una propiedad específica para cada sustancia. Es la relación entre la masa y el volumen de una sustancia. Las densidades de los líquidos o gases se pueden determinar midiendo independientemente la masa y el volumen de la muestra. En la densidad de los sólidos el volumen se determina indirectamente

TIPOS DE COMBUSTIÓN

POSICION DEL COLLAR MOVIL

COLOR DE LA LLAMA


midiendo el desplazamiento de volumen de un líquido por efecto del sólido sumergido en él. Las unidades en que se expresa la densidad para líquidos y sólidos son en g/ml y para gases en g/L. Para la determinación de la masa de una sustancia se utiliza la balanza. No debe confundirse masa y peso; la masa de un objeto es la cantidad de materia que contiene; por el contrario, el peso es la fuerza que ejerce sobre él la gravedad terrestre (Peso = masa x gravedad). Aunque los términos masa y peso son diferentes, es común que se usen indistintamente. TECNICAS EMPLEADAS Determinación de pesos y medición de volúmenes. PRECAUCIONES E INDICACIONES Antes de pesar, cerciórese que la balanza este equilibrada (el fiel marcando el cero). Al terminar, regrese las pesas a cero comenzando con la de mayor peso y luego retire el portamuestra. EQUIPO Y REACTIVOS 1 balanza. 1 pipeta graduada de 10 ml. 1 vaso de precipitado de 50 ml. 1 probeta de 25 ml. 1 trozo de metal Agua de chorro. PROCESO EXPERIMENTAL USO DE LA BALANZA Limpie el platillo de la balanza. Revise que este equilibrada la balanza, asegúrese que el fiel coincida con el cero, si no está

equilibrada, llame a su docente para ser orientado. Coloque una muestra sobre la balanza y anote el peso total (P), lo usara para el cálculo de la

densidad de un sólido. DENSIDAD DE LIQUIDOS Y SÓLIDOS A) DENSIDAD DE UN SÓLIDO Mida 15 ml de agua de chorro en una probeta de 25 ml Introduzca la muestra sólida (pesada anteriormente) en la probeta

que contiene el agua medida en el paso anterior, teniendo cuidado que el líquido cubra completamente el metal.

Observe y anote el nuevo volumen que se obtiene, y con estos datos deduzca el volumen que corresponde a la muestra sólida.

B) DENSIDAD DE UN LÍQUIDO Pese una probeta de 25 ml limpia y seca. Anote ese dato. Mida 10 ml de agua en la probeta ya pesada anteriormente. Pese la probeta conteniendo los 10 ml de agua y anote este dato.

http://images.google.com.sv/imgres?imgurl=http://rincones.educarex.es/ccnn/images/stories/balanza.jpg&imgrefurl=http://rincones.educarex.es/ccnn/index.php?option=com_content&task=view&id=215&Itemid=213&h=350&w=555&sz=35&hl=es&start=57&tbnid=3dGavS9lCUxgRM:&tbnh=84&tbnw=133&prev=/images?q=balanza&start=40&gbv=2&ndsp=20&hl=es&sa=N


REPORTE DE LABORATORIO QUÍMICA TÉCNICA (QTE0) / QUÍMICA GENERAL I (QGL1)

PRÁCTICA Nº1: TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATORIO I Y II

Nombre del instructor: ___________________________________________________________ Grupo de laboratorio No. _______ Horario ___________________________________________ Integrantes del grupo de trabajo:

Apellidos Nombres Código

Asignatura Firma

OBSERVACIONES DE LA PRÁCTICA: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

PARTES DE LA LLAMA DEL MECHERO BUNSEN DIBUJE UN ESQUEMA DE LA LLAMA OBSERVADA, IDENTIFICANDO SUS PARTES

TIPOS DE COMBUSTIÓN

POSICION DEL COLLAR MOVIL

COLOR DE LA LLAMA


DETERMINACION DE LA DENSIDAD DE UN SÓLIDO

Peso de muestra sólida gr

Volumen de agua (v1) ml

Volumen de agua con muestra de sólido (v2) ml

Volumen de muestra sólida (equivalente a V2 – V1) ml

Densidad m/v g / ml

DETERMINACION DE LA DENSIDAD DE UN LÍQUIDO

Peso de la probeta vacía (m1) gr

Peso de la probeta + 10 ml de agua (m2) gr

Peso de 10 ml de agua (m2 - m1) gr

Volumen de agua ml

Densidad m/v g / ml

ANOTE LOS CÁLCULOS REALIZADOS

CUESTIONARIO

1. Escriba el nombre de 2 instrumentos para medir volumen: a) Fijo ________________________ _________________________ b) Variable ________________________ _________________________ 2. Escriba los nombres de los dos tipos de combustión y sus productos. 3. La densidad del agua es 1.0 g/cm cúbico, ¿Qué volumen ocupara una masa de 3000 g? 4. La masa de un vaso vacío es 274 g. Se mide, con una probeta graduada, 200 ml de aceite de motor y se vierten en el vaso. Se pesa el vaso conteniendo el aceite, obteniendo un valor de 456 g. ¿Cuál es la densidad del aceite? Exprésala en g / cm3, en kg / l y en unidades del SI. 5. Escriba el significado de Alícuota, Masa, Peso, Volumen y Densidad. CONCLUSIONES DE LA PRÁCTICA: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________




CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS, Y MÉTODOS DE SEPARACIÓN

OBJETIVO GENERAL Conocer la naturaleza de los fenómenos físicos y químicos y los métodos de separación de componentes en mezclas. OBJETIVOS ESPECIFICOS

Explicar las características de un cambio químico y uno físico.

Diferenciar un cambio físico de un cambio químico.

Listar las evidencias de la presencia de un cambio químico.

Establecer diferencias entre combinación, mezcla, compuesto y elemento. FUNDAMENTO TEÓRICO Cambios Físicos y Químicos En todas las sustancias que nos rodean se producen cambios continuamente, cambios que pueden haber sido provocados o no. Estos cambios pueden ser de dos clases: Físicos y Químicos. Las características de un cambio físico son:

1) La naturaleza de la sustancia que sufre el fenómeno, no cambia. 2) Es reversible, es decir, vuelve a su estado primitivo al cesar la causa que produjo el cambio

físico. 3) Es transitorio.

Ejemplos de cambios físicos: 1. En los cambios de estado del agua, ésta no cambia su naturaleza íntima, siempre es agua y vuelve a su estado primitivo en cuanto termina la causa que lo produjo. 2. Al sacar hielo del congelador, se convierte nuevamente en agua líquida por efecto del calor del medio ambiente. Las características de un cambio químico son:

1. La naturaleza de la sustancia que sufre un fenómeno químico cambia. 2. Es irreversible, es decir, no vuelve a su estado primitivo al cesar la causa que produjo el

cambio físico. 3. Es permanente.

Ejemplos de cambio químico: Al quemar un fósforo, desaparece completamente la sustancia original contenida en la cabecilla roja del palillo y en su lugar, queda sustancia negra que no vuelve a su estado original. Evidencias de un cambio químico: Producción de luz y calor, cambio de color, olor, generación de gases, la formación de un precipitado. Combinación y Mezcla


Combinación: Es la unión íntima de dos o más cuerpos en proporciones definidas y constantes y con propiedades diferentes a las de sus componentes. Así, el cloruro de sodio está formado por la unión íntima de cloro y sodio, ambos tóxicos para el organismo y con propiedades físicas y químicas diferentes entre si. Al unirse en la proporción de 35.5% de cloro y 23% de sodio, forman el cloruro de sodio con propiedades enteramente distintas a las de sus componentes y que es una sustancia necesaria para el organismo humano ya que le proporciona iones sodio y cloruro. Mezcla: Es la unión de dos o más cuerpos en proporciones variables y en la cual cada una conserva sus propiedades a diferencia de una combinación, los componentes de una mezcla se pueden separar por medios mecánicos o físicos. Las mezclas pueden ser homogéneas y heterogéneas. Los componentes de una mezcla pueden separarse teniendo presente las propiedades de solubilidad, magnetismo, volatilidad, permeabilidad, etc. Los principales métodos físicos de separación de los componentes de una mezcla son: Evaporación, disolución, filtración, decantación, cristalización, destilación y sublimación. Evaporación: Es el paso de un líquido al estado de vapor a una temperatura menor que su punto de ebullición. Filtración: Separación de un sólido que se encuentra suspendido en un líquido. Esto se hace a través de un medio filtrante, generalmente papel filtro que se coloca en un embudo corriente. Destilación: Es el calentamiento de un líquido hasta ebullición y posterior condensación de los vapores producidos. Sublimación es el paso de una sustancia del estado sólido al gaseoso por medio del calor.

Elementos y Compuestos

Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos. Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos. La mayoría de los elementos pueden interactuar con uno o más elementos para formar compuestos; por ejemplo, el agua se puede formar por combustión del gas hidrógeno en presencia del gas oxígeno. En consecuencia, el agua es un compuesto formado por átomos de dos elementos unidos químicamente en proporciones definidas. A diferencia de las mezclas los compuestos solo pueden separarse por medios químicos en sus componentes puros.

MATERIALES Y EQUIPO

Vaso de precipitado Yodo metálico Urea Virutas de cobre

Tubos de ensayo Cloruro de sodio 5% Gradilla Pinza para tubos Probeta NaCl(s) Agitador Vidrio de reloj Espátula Soporte


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1- Coloque un cristal de yodo en un Vaso de precipitado, coloque el Vaso de precipitado sobre la malla metálica y caliente con llama suave teniendo cuidado de taparlo con un vidrio de reloj. Compare la sustancia adherida al vidrio de reloj con la que calentó en el Vaso de precipitado (cambio químico o físico).

I2(s) ∆

2- En un tubo de ensayo limpio y seco, coloque unos cristales de cloruro de sodio y caliente suavemente durante un minuto (cambio químico o físico).

NaCl(s) ∆

3- En un tubo de ensayo limpio y seco, coloque una pequeña porción de urea y caliente suavemente. Observe y registre cualquier cambio ocurrido (cambio químico o físico). Co (NH2)2 ∆


REPORTE DE LABORATORIO

QUÍMICA TÉCNICA (QTE0) / QUÍMICA GENERAL I (QGL1)

PRÁCTICA Nº2: CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS, Y MÉTODOS DE SEPARACIÓN



Asignatura Firma

OBSERVACIONES DE LA PRÁCTICA:

Escriba las evidencias experimentales observadas en cada una de las reacciones siguientes: I2 (s) /∆ _________________________________________________________________________ NaCl / ∆ _________________________________________________________________________ Co (NH2)2 /∆ _________________________________________________________________________


RESULTADOS O CÁLCULOS: Complete la tabla según los resultados obtenidos en la práctica. Marque con una X, según convenga a cada fenómeno observado.

Reacción Cambio químico

Cambio físico Combinación Mezcla

I2 (s) /∆

NaCl / ∆

Co(NH2)2 / ∆

CUESTIONARIO

1. Defina cambio físico, cambio químico, propiedad física y propiedad química, mencione ejemplos de cada uno.

2. ¿Qué diferencia existe entre una mezcla homogénea y una heterogénea? 3. Defina los siguientes términos: Compuesto, Combinación y Mezcla. 4. ¿Cuál es la diferencia entre evaporación, vaporización y sublimación?

CONCLUSIONES DE LA PRÁCTICA: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________




TABLA PERIÓDICA

OBJETIVO GENERAL Conocer la clasificación de los elementos en la tabla periódica y su comportamiento de acuerdo a su ubicación. OBJETIVOS ESPECIFICOS Explicar cómo varía el carácter básico de los óxidos de los elementos representativos, según su

posición en la tabla periódica. Comparar la reactividad de los elementos representativos frente al oxígeno en la formación de

óxidos, según la posición en la tabla periódica. Comparar la reactividad de los óxidos de los elementos representativos frente al agua, en la

formación de hidróxidos. Identificar el comportamiento de las sustancias anfóteras. Identificar el comportamiento de las sustancias no metálicas en presencia de indicadores. FUNDAMENTACION TEORICA En la tabla periódica, si los elementos se ordenan en forma creciente del número atómico (número de protones específicamente), se observa una periodicidad de sus propiedades químicas, esto da origen a columnas verticales de elementos con propiedades comunes y a filas horizontales, en las cuales las propiedades de los elementos cambian progresivamente a través del mismo. Los elementos están ordenados en regiones que se conocen como Elementos Representativos, Elementos de Transición y Elementos de Transición Interna (Tierras Raras). Los elementos ubicados en la parte izquierda de la tabla periódica son menos electronegativos (METALES), tienden a perder electrones y forman con el oxígeno compuestos que se les llama óxidos básicos; los elemento ubicados a la derecha de la tabla (NO METALES) son más electronegativos, tienden a ganar electrones y con el oxígeno forman óxidos ácidos o anhídridos. Los elementos anfóteros (semimetales, metaloides), son elementos que están ubicados entre los metales y los no metales, y tienen la capacidad de reaccionar en un medio ácido ó en un medio básico. Si se conoce la posición de un elemento en la tabla periódica y sus propiedades, se puede predecir las propiedades de un grupo o familia. EQUIPO Y REACTIVOS

Mechero Cinta de aluminio Pinza para tubo de ensayo Acido clorhídrico 2 Vaso de precipitado de 50 ml Hidróxido de sodio Probeta de 25 ml Astilla de madera 6 tubos de ensayo Papel litmus Agitador de vidrio Agua destilada Cinta de magnesio Hidróxido de calcio


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL METALES ALCALINOTÉRREOS – GRUPO IIA Tome un pedazo de cinta de magnesio con una pinza y caliente directamente en la llama del

mechero. Coloque el residuo formado anteriormente en un vaso de precipitados de 50 ml. Añádale 10 ml de agua destilada, agítelo y guárdelo. Tome una porción de hidróxido de calcio, colóquelo en un Vaso de precipitado, agítelo y

guárdelo. Agregue simultáneamente una pequeña tira de papel litmus a cada recipiente. Agregar a cada Vaso de precipitado 2 gotas de indicador fenolftaleína. COMPROBACION DEL CARÁCTER METÁLICO Coloque 1 ml de ácido clorhídrico y 1 ml de hidróxido de sodio en tubos de ensayo separados y

agregue un pedazo de cinta de magnesio a cada uno. Inmediatamente coloque una astilla de madera encendida en la boca del tubo de ensayo que

contiene ácido. SEMI – METALES Coloque un pedazo de cinta de aluminio en una pinza y caliéntela directamente con la llama del

mechero de bunsen. Coloque 1 ml de ácido clorhídrico y 1 ml de hidróxido de sodio en tubos de ensayo separados y

añada un pedazo de cinta de aluminio previamente lijado a cada tubo.



PRÁCTICA Nº 3: TABLA PERIÓDICA



Asignatura Firma

OBSERVACIONES DE LA PRÁCTICA: METALES ALCALINOTÉRREOS ¿Qué compuesto se forma al quemar la cinta de magnesio? Complete la siguiente reacción: Mg + ∆ _____________________ + H2O ___________________________ ¿Qué sucede cuando se agrega el papel litmus y la fenolftaleína a los Vaso de precipitado? ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ COMPROBACIÓN DEL CARÁCTER METÁLICO ¿Qué sucede cuando se agrega la cinta de magnesio a los tubos de ensayo con ácido clorhídrico e hidróxido de sodio? _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Complete las siguientes reacciones: HCl + Mg ________________________________________________ NaOH + Mg ________________________________________________


¿Qué sucede cuando se coloca la astilla de madera encendida en la boca del tubo de ensayo que contiene ácido clorhídrico? ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ SEMI – METALES ¿Qué sucede cuando se calienta la cinta de aluminio con el mechero? ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ ¿Qué sucede cuando se agrega la cinta de aluminio a los tubos de ensayo con ácido clorhídrico e hidróxido de sodio? _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Complete las siguientes reacciones: Al + ∆ __________________________________ Al + HCl __________________________________ Al + NaOH __________________________________ CUESTIONARIO 1.Explique cada uno de los siguientes términos: Metales, Grupo, Metaloides, Período, No metales. 2. Explique en qué consisten las siguientes propiedades y su variación en la tabla periódica: Potencial de Ionización. Radio Iónico. 3. Explique cómo varía la reactividad del magnesio y del aluminio frente al oxígeno. CONCLUSIONES DE LA PRÁCTICA: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 4:

REACCIONES QUÍMICAS

OBJETIVO GENERAL Verificar las diferentes formas en que se puede comprobar la existencia de una reacción química FUNDAMENTOS TEORICOS

Cuando una sustancia o varias se alteran en su naturaleza o composición, transformándose en otra

con propiedades químicas distintas a las anteriores, se realiza un cambio químico o reacción. Los

cuerpos que se emplean para que la reacción se verifique, se denominan reactivos. Estas

reacciones pueden verificarse con los cuerpos en estado sólido o seco y en estado líquido o húmedo.

Generalmente se conoce que se ha verificado una reacción con el uso de nuestros sentidos,

principalmente la vista y el olfato. A veces se utilizan medios auxiliares como los llamados

“indicadores” que nos indican que la reacción se ha realizado.

EQUIPO Y REACTIVOS

Gradilla

Tubos de ensayo

Pinza para tubos

Mechero

Agitador de vidrio

Vaso de precipitado de 250 ml

Termómetro

Reactivos

Cloruro de bario

Sulfato de sodio

Oxido de magnesio

Acido clorhídrico

Ácido sulfúrico

Bicarbonato de sodio

Permanganato de potasio

Acido oxálico

Papel tornasol

Hidróxido de sodio


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

I) Formación de un precipitado.

El precipitado se denomina: Voluminoso, cuando es muy ligero, ocupando mucho volumen,

demorando en asentarse. Cuajoso, cuando adopta la forma de grumos y pesado, cuando

ocupa poco volumen y se deposita rápidamente en el fondo del tubo.

Disuelva en un tubo de ensayo un poco de cloruro de bario con 5 ml de agua; luego en otro

tubo de ensayo disuelva un poco de sulfato de sodio con 5 ml de agua. Mezclar el contenido

de los tubos de ensayo y anote sus observaciones.

II) Desaparición de un sólido.

Añada a un poco de óxido de magnesio en un tubo de ensayo 5 ml de agua y observe que

no se disuelve. Añada luego poco a poco acido clorhídrico diluido hasta que desaparezca

el solido, agitando al mismo tiempo.

III) Desprendimiento de un gas.

Disuelva un poco de bicarbonato de sodio en un tubo de ensayo con 5 ml de agua y añada

poco a poco acido clorhídrico diluido y anote sus observaciones

IV) Formación de colores.

En algunos casos no basta el contacto intimo de los cuerpos para que se inicie la reacción,

sino que se necesita estarle suministrando energía, calor generalmente, hasta su realización

total, la reacción se llama endotérmica.

Disuelva en un tubo de ensayo unos cristales de permanganato de potasio con 5 ml de agua.

Observe el color. Disuelva en otro tubo de ensayo unos cristales de acido oxálico con 5 ml

de agua. Mezclar el contenido de los dos tubos y calentar hasta que desaparezca el color.

V) Uso de indicadores

Cuando los sentidos no aprecian que la reacción se realiza entonces se usa una sustancia

coloreada que indica cuando la reacción se ha terminado por su cambio de color. Estas

sustancias se llaman indicadores.

Tome 20 ml de una solución de hidróxido de sodio y viértalo en una capsula de porcelana.

Añada acido clorhídrico poco a poco y agitando con una varilla de vidrio hasta que cambie

el color del papel tornasol (poniendo el papel dentro o usando un indicador). Al ir añadiendo

poco a poco el acido se llega a un punto hasta que el papel no cambia de color. Este punto

se llama neutro o final y toda la operación neutralización.


VI) Elevación de temperatura.

En la reacción de neutralización y en otras realizadas con anterioridad hay elevación de

temperatura, indicando que se efectúa una reacción.

Mida 50 ml de una solución normal de hidróxido de sodio y viértalos en un Vaso de

precipitado de 250 ml con un termómetro dentro. Mida nuevamente 50 ml de una solución

de acido sulfúrico y mézclelos rápidamente con el hidróxido de sodio, observando el cambio

de temperatura que se efectúa en el termómetro.

Cuestionario:

1. ¿Qué es una reacción de neutralización?

2. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas indicando los cambios (elevación de

temperatura, formación de precipitados, formación de colores, desprendimiento de un gas,

etc) que se dan para cada parte de la práctica.

3. Investigue los nombres de diferentes indicadores y el rango de pH para los cuales se utilizan.



PRÁCTICA Nº 4: REACCIONES QUIMICAS



Asignatura Firma

OBSERVACIONES DE LA PRÁCTICA: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 5:

SOLUCIONES

OBJETIVO GENERAL Conocer el comportamiento químico de las soluciones iónicas y moleculares, emulsiones, coloides. OBJETIVOS ESPECIFICOS

Conocer la solubilidad de distintas sustancias y factores que la ayudan. Comprobar el comportamiento de una emulsión. Diferenciar las soluciones verdaderas de los coloides por medio del efecto Tyndall. Comprobar la conductividad eléctrica de soluciones iónicas y moleculares.

FUNDAMENTACION TEORICA

Las soluciones son sistemas homogéneos formados por dos o más sustancias en proporciones variadas. Las más comunes son las líquidas y se caracterizan porque son transparentes, no interfieren con la luz y constan de una sola fase. En ellas se reconocen dos tipos de componentes: el soluto (sustancia que se disuelve) y el solvente ( sustancia en donde se distribuye el soluto ).

La condición indispensable para que una sustancia se disuelva en un líquido es la COMPATIBILIDAD QUÍMICA, si esto no se cumple, no hay manera de que la solución se forme. La solubilidad de una sustancia depende, en general, de la naturaleza de los componentes, la agitación, la temperatura y del tamaño de las partículas. La cantidad de soluto disuelto en un solvente puede variar solo por cambio en la temperatura, los demás factores solo modifican la rapidez de disolución. Hay un valor de la solubilidad para valores definidos de temperatura y generalmente se reporta en gramos de soluto por cada 100 gramos de solvente. Entre otros sistemas líquidos dispersos se hallan: a) los coloides, los cuales interfieren con la luz, fenómeno que se conoce como efecto Tyndall, b) las emulsiones que son mezclas que contienen grasas dispersas en medio acuoso. Las propiedades físicas de un solvente puro se modifican cuando se encuentra formando parte de una solución; estas se conocen como propiedades coligativas y dependen de la cantidad de partículas de soluto presentes, el cual es el responsable de tales cambios, de modo que la presión de vapor y el punto de congelación disminuyen, el punto de ebullición aumenta y la presión osmótica del solvente también se altera. En esta práctica se analizará: el fenómeno de la solubilidad, el efecto Tyndall, la acción emulsificante y el cambio en el punto de ebullición de un solvente puro y mezclado. EQUIPO Y REACTIVOS Tubos de ensayo Acido benzoico Cloruro de sodio Mechero Aceite Miel Pinza de tubo de ensayo NaCl (ac) Lámpara láser Solución acuosa de azúcar Erlenmeyer Urea Termómetro Agua de Chorro Aparato de conductividad Agua Destilada


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL A- SOLUBILIDAD

Colocar urea, ácido benzoico y cloruro de sodio en tubos separados. Agregar agua a cada tubo y agitar hasta disolver el sólido. Calentar suavemente los tubos en donde no hubo solubilidad y anotar los resultados.

B- FORMACIÓN DE EMULSIONES

Mezclar una pequeña porción de aceite con agua, agitar vigorosamente el sistema. Agregar jabón líquido, agitar nuevamente y anotar los resultados.

C- EFECTO TYNDALL EN COLOIDES

“El efecto Tyndall consiste en la difracción de la luz por interferencia con las partículas dispersas en un coloide”. Probar el comportamiento frente a la luz de cada uno de los sistemas líquidos siguientes:

Solución acuosa de NaCl, solución acuosa de azúcar, miel. Diferenciar los coloides de las soluciones verdaderas.

D- SOLUCIONES IÓNICAS Y MOLECULARES

“Las soluciones iónicas son producto de la disociación total o parcial de solutos en agua (electrolitos). En las moleculares, el soluto se encuentra como unidades eléctricamente neutras” El instructor le guiará sobre el manejo del dispositivo de conductividad eléctrica para una

mejor comprensión de esta propiedad. Realice la prueba de conductividad eléctrica en cada una de las soluciones acuosas de todos

los compuestos empleados en esta práctica y anote sus resultados.

Desconectar y limpiar los electrodos antes de cada prueba, evitar la contaminación de los sistemas.

Clasificar los solutos como electrolitos fuertes, electrolitos débiles o no electrolitos según la intensidad con que encienda el foco.



PRÁCTICA Nº 5: SOLUCIONES



Asignatura Firma

OBSERVACIONES DE LA PRÁCTICA: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 1 - Escriba SI o NO en cada casilla, según el resultado de la disolución, si se efectuó en frío o en caliente.

Soluto ¿Se disolvió en Agua?

Urea

Benzoico

NaCl

2 - Marque con una X si cada una de las sustancias líquidas sometidas a la prueba del efecto Tyndall, es una solución verdadera o si es un coloide, según corresponda.

Sustancia Solución verdadera

Coloide

NaCl

Azúcar

Miel


3 - Complete el siguiente cuadro de acuerdo a los resultados de la prueba de conductividad eléctrica.

Compuesto Urea Agua de chorro

Agua Destilada NaCl(ac) Glucosa

Ácido Acético

KOH

Estado del foco encendido o apagado

4 - Escriba “X” en cada casilla de acuerdo el resultado de la prueba de conductividad eléctrica, según el tipo de solución.

Solución Molecular Iónica Mixta

NaCl

Urea

Agua de Chorro

Agua Destilada

Acético

Glucosa

KOH

CUESTIONARIO 1. Explique cada uno de los siguientes conceptos:

a) Coloide b) Emulsión c) Suspensión d) Solución verdadera, diluida, saturada y sobresaturada e) Miscibilidad f) Electrolitos

2. Explique en qué consiste el efecto Tyndall. 3. Escriba ejemplos de suspensiones, emulsiones y coloides.

CONCLUSIONES DE LA PRÁCTICA: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



DISCUSION No. 1:

PROPIEDADES DE LA MATERIA

1) El ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1.84 g/ml. Calcular la masa

de 0.05 L

2) ¿Cuál es la densidad de una bola de acero que tiene un diámetro de 1.5 cm y

una masa de 14.12 g?

3) La pantalla de una computadora laptop mide 10.25 pulg de ancho por 7.75 pulg

de alto. Si esta computadora se vendiera en El Salvador, ¿cuáles serían las

medidas métricas de la pantalla en cm?

4) ¿Cuál es la masa de un bloque rectangular de cobre de 24.4 cm x 11.4 cm x 8.9

cm? La densidad del cobre es de 8.92 g/cm3.

5) La densidad del vinagre es de 1.0056 g/cm3. ¿Cuál es la masa de tres litros de

vinagre?

6) La masa de un recipiente vacío es de 78.91 g y lleno de agua de 92.44 g. La

densidad del agua es 1 g/cm3. (a) Calcule el volumen del recipiente. (b) Cuando

se llena con líquido desconocido, la masa del conjunto es de 88.42 g. Calcule la

densidad del líquido desconocido.

7) Aunque las monedas acuñadas de 1 centavo de dólar parecen de cobre, en

realidad sólo tienen 2.7% de este metal. El resto es zinc metálico. Si las

densidades del cobre y del zinc son, respectivamente, 8.72 g/cm3 y 7.14 g/cm3,

¿cuál es la densidad de esta nueva moneda?

8) La densidad de la plata es de 10.5 g/cm3. (a) ¿Cuál es el volumen en cm3, de un

lingote de plata con una masa de 0.743 kg? (b) Si esta muestra de plata es un

cubo, ¿qué longitud, en cm, tendría cada lado? (c) ¿Cuál sería la longitud de

cada lado en pulgadas?

9) Exprese (a) 275 °C en K y °F. (b) 25.55 K en °C y °F. (c) 100°F en K y °C.

10) Cuando se introducen 50 g de metal a 75°C a 100 g de agua a 15°C, la

temperatura del agua asciende a 18.3°C. Calcule el calor específico del metal

considerando que no hay pérdida de calor hacia los alrededores.


11) Calcule la cantidad de calor que se necesita para elevar la temperatura de 78.2

g de agua de 15°C a 32°C. El calor específico del agua es de 4.186 J/g.°C.

12) El calor específico del aluminio es de 0.895 J/g.°C. Calcule la cantidad de calor

que se requiere para elevar la temperatura de 35.1 g de aluminio de 27°C a

62.5°C.

13) ¿Cuántas calorías se necesitan para convertir 25 g de hielo a 0° C, a agua a la

misma temperatura? ¿A cuántos Joules equivale?

14) 0.57 lb de plomo a 423 K se mezclan con 0.345 Kg de agua a 290 K. Calcular la

temperatura de equilibrio de la mezcla en °C

15) ¿Cuántos Kg de hierro se requieren para absorber 10450 J, si la temperatura

de la muestra cambia de 303 K a 100 °C?

TABLAS DE CONSTANTES PARA ALGUNAS SUSTANCIAS

DENSIDADES DE SUSTANCIAS CALOR ESPECIFICO (cal/g °C)

Sustancia Ce ( cal/g °C)

Agua 1.0

Etanol 0.55

Éter 0.54

Vidrio 0.20

Carbono 0.12

Plomo 0.03

Yodo 0.05

Cobre 0.09

Hierro 0.11

Plata 0.05

Aluminio 0.22

CALOR EN LOS CAMBIOS DE FASE

Sustancia Agua Etanol Benceno Plomo Mercurio NaCl CCl4

Tf (°C) 0.0 -115 5.0 327 -39 804 -23

Hf (cal/ g) 80 25 30 5.8 2.8 124 5.1

Tv (°C) 100 78 80 1750 357 1465 76

Hv (cal /g) 540 204 94 208 65 698 52

CALORES DE COMBUSTION

Sustancia Etanol Benceno Metano Propano Acetileno Metanol Etileno Etano

Kcal/g 7.1 10.1 13.3 12.0 11.9 5.4 12.0 12.4

Sustancia lbm/ft3 g/cm3 kg/m3

Agua 62.4 1.0 1000

Aluminio 169 2.7 2700

Latón 540 8.7 8700

Cobre 555 8.89 8890

Vidrio 162 2.6 2600

Oro 1204 19.3 19300

Hielo 57 0.92 920

Hierro 490 7.85 7850

Plomo 705 11.3 11300

Plata 654 10.5 10500

Acero 487 7.8 7800

Alcohol 49 0.79 790

Benceno 54.7 0.88 880

Gasolina 42 0.68 680

Mercurio 850 13.6 13600

Aire 0.0807 0.00129 1.29



DISCUSION No. 2:

ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES. TABLA PERIÓDICA, NOMENCLATURA

INORGÁNICA

1. Para cada una de las siguientes especies, determine el número de

protones y el número de neutrones en el núcleo y el número de

electrones:

𝐻𝑒 𝐻𝑔80202 𝑀𝑔12

24 𝑀𝑔1225 2

3 𝑇𝑖 𝐵𝑟3579

2248 𝑃𝑡78

195

2. Ordene los elementos siguientes con base en su valor negativo creciente

de afinidad electrónica: P, S, Cl, Br.

3. Ordene los cationes de los incisos siguientes según su radio iónico

creciente: (a) 𝐾 +, 𝐶𝑎2+, 𝐺𝑎3+; b) 𝐶𝑎2+, 𝐵𝑒2+, 𝐵𝑎2+, 𝑀𝑔2+; c)

𝐴𝑙3+, 𝑆𝑟2+, 𝑅𝑏+, 𝐾+; d) 𝐾+, 𝐶𝑎2+, 𝑅𝑏+

4. Ordene los elementos de los incisos siguientes según su

electronegatividad creciente: a) Pb, C, Sn, Ge; b) S, Na, Mg, Cl; c) P, N,

Sb, Bi; d) Se, Ba, F, Si, Sc.

5. Completar la Siguiente tabla:

Nombre Símbolo Número de

protones

Número de

neutrones

Número de

electrones

Carga neta

𝑆1634

16 18 -3

Magnesio 14 +2

𝑅𝑛86220

5 6 5

𝐹𝑒+22654

6. La masa atómica del litio es de 6.941 uma. La masa de los dos isótopos

del litio de procedencia natural son 𝐿𝑖6 = 6.01512 𝑢𝑚𝑎 𝑦 𝐿𝑖7 =


7.06100 𝑢𝑚𝑎. Calcule el porcentaje de 𝐿𝑖6 del litio de procedencia

natural.

7. El Cromo natural está formado por cuatro isótopos cuyos porcentajes son

los siguientes: 4.31% de 50Cr, 83.76% de 52Cr, 9.55% de 53Cr y 2.38% de

54Cr. Las masas atómicas (uma) de estos isótopos son 49.496, 51.940,

52.941 y 53.939 respectivamente. Mediante esta distribución en la

naturaleza, calcular la masa atómica del Cromo natural.

8. El boro natural está formado por un 80.20% de 11B, cuya masa es de

11.009 uma y 19.80% de otro isótopo. Si el peso atómico del Boro es

10.811 uma, ¿Cuál tendría que ser la masa nuclídica del otro isótopo?

9. Calcule la masa molar de los siguientes compuestos:

a) 𝐶18𝐻36𝑂2(á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑒𝑠𝑡𝑒á𝑟𝑖𝑐𝑜)

b) 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2(𝑓𝑜𝑠𝑓𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑖𝑜)

c) 𝐶10𝐻10𝑁4𝑂2𝑆 (𝑠𝑢𝑙𝑓𝑎𝑑𝑖𝑎𝑐𝑖𝑛𝑎)

10. ¿Cuántos átomos hay en 2.5 mol de Cu? ¿Cuántos átomos hay en 63.54

g de Cu?

11. ¿Cuántas moléculas de H2S hay en 0.2 moles? ¿Cuántos átomos de H2?

¿Cuántos átomos de S?

12. Calcule los moles de: a. 5.16 g de FeS2 y b. 42.58 g de NH3

13. ¿Qué resulta erróneo con respecto a la fórmula química de los siguientes

compuestos: a) (NH3)2CO3 (carbonato de amonio), b) CaOH (hidróxido de

calcio), c) CdSO3 (sulfuro de cadmio), d) ZnCrO4 (dicromato de zinc)?

14. ¿Qué resulta erróneo con respecto al nombre (entre paréntesis) de cada

uno de los siguientes compuestos: a) BaCl2 (dicloruro de bario), b) Fe2O3

(óxido de hierro (II)), c) CsNO2 (nitrato de cesio), d) Mg (HCO3)2

(bicarbonato de magnesio).



DISCUSION No. 3:

REACCIONES QUÍMICAS

1. Balancee las siguientes ecuaciones químicas:

a) 𝐾 + 𝑂2 → 𝐾2𝑂

b) (𝑁𝐻4)2𝐶𝑟2𝑂7 → 𝑁2 + 𝐻2𝑂 + 𝐶𝑟2𝑂3

c) 𝐹𝑒2𝑂3 + 𝐶𝑂 → 𝐹𝑒 + 𝐶𝑂2

d) 𝑍𝑛 + 𝐻𝑁𝑂3 → 𝑍𝑛(𝑁𝑂3)2 + 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂

e) 𝑀𝑔3𝑁2 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝐻3 + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2

f) 𝐴𝑢 + 𝐾𝐶𝑁 + 𝑂2 + 𝐻2𝑂 → 𝐾𝐴𝑢(𝐶𝑁)2 + 𝐾𝑂𝐻

g) 𝐾𝐶𝑙𝑂3 + 𝐶12𝐻22𝑂11 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂

2. Coloque cada uno de los productos de acuerdo al tipo de reacción indicada

y balancee cada una de las ecuaciones:

a. (descomposición) NaCl →

b. (Sustitución simple) Zn + HCl →

c. (Sustitución doble) NaOH + F2 →

d. (Síntesis) Ca + Br2 →

e. (Combustión) C2H6O + O2 →

3. Considere la reacción:

𝑁𝐻3 + 𝑂2 → 𝑁𝑂 + 𝐻2𝑂 Por cada 7.50 moles de NH3, (a) ¿cuántas moles de O2 se necesitan? (b) ¿cuántas moles de NO se producen y (c) ¿cuántas moles de agua se forma?

4. El óxido de hierro (III) (férrico) Fe2O3, resulta de la reacción del hierro con

oxígeno del aire.

(a) ¿Cuál es la ecuación balanceada de esta reacción?

(b) ¿Cuántas moles de hierro reaccionan con 22.37 moles de oxígeno del

aire?

(c) ¿Qué masa de hierro se necesita para que reaccione con 22.37 moles

de oxígeno?

5. La piedra caliza (CaCO3) se descompone por calentamiento, en cal viva

(CaO) y dióxido de carbono. Calcule cuántos gramos de cal viva se pueden

producir a partir de 1.0 kg de piedra caliza.

6. La producción anual de dióxido de azufre, como resultado de la combustión

del carbón, de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras


fuentes es, aproximadamente 26 millones de toneladas. La ecuación para la

reacción es

𝑆(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 𝑆𝑂2(𝑔) ¿Qué cantidad de azufre (en toneladas) presente en los materiales originales

produce esta cantidad de 𝑆𝑂2.

7. La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la

elaboración de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido

de carbono:

𝐶6𝐻12𝑂6 → 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 + 𝐶𝑂2(𝑔) Si se comienzan con 500.4 g de glucosa, ¿cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol=0.789 g/mL).



DISCUSION No. 4:

GASES. ÁCIDOS Y BASES

1. Una muestra de gas ocupa un volumen de 1.25 L a 100 °C y 0.5 atm. Utilizando las leyes de los gases calcular:

a) El volumen a 25 °C y 0.5 atm. b) La temperatura (en Kelvin) si V= 1.8 L a la misma presión. c) La presión si T = 20 °C a V = cte. d) La temperatura si V = 0.75 L a P = cte. e) La presión si el volumen cambia a 0.85 L.

2. Completar el cuadro haciendo uso de la ley de Dalton de las presiones parciales: (P total = 2atm)

Cl2 H2 H2O

MOLES 1.5 0.6 0.7

FRACC. MOLAR

PRESION PARCIAL

3. Se tienen en un recipiente de 1 L y a 23 °C, 16 g de N2 , 45 g de CH4 , 4 g de O2 y 3 g de C4H10 (considerando mezcla de gases ideales). Con estos datos, completar el siguiente cuadro:

O2 CH4 N2 C4H10

MASA DEL GAS

MOLES DEL GAS

FRACCION MOL

PRESION PARCIAL

4. Haciendo uso de la ecuación de estado del gas ideal calcular: a) La presión de 5 g de O2, en un volumen de 100 cm3 a 30 °C. b) El volumen de 10 g de N2 ,a 25 °C y 12 atm. c) La temperatura en Kelvin de 25 g de C2H6 a 100 mmHg y 120 ml. d) La densidad del CO2 en condiciones normales. e) La densidad del SO2 a 40 °C y 380 mmHg. f) Si la densidad de un gas es 1.75 g/L, en condiciones normales ¿cuál es su masa molar?


5. Haciendo uso de los conceptos estequiométricos para los sistemas gaseosos y en condiciones normales, resuelva los siguientes literales tomando como referencia la reacción de combustión mostrada.

C2H6 + O2 CO2 + H2O

a) Volumen de CO2 producido a partir de 10 g de C2H6. b) Masa (en gramos) de O2 que reacciona con 500 ml de C2H6. c) Moles de agua generados a partir de la masa de O2 encontrada en el literal (b) 6. Complete las siguientes reacciones según la teoría de Arrhenius.

H3PO4 (ac) + NaOH (ac) H2SO4 (ac) + KOH (ac)

HCl (ac) + NaOH (ac) HNO3 (ac) + Ca(OH)2 (ac)

7. Completar cada una de las reacciones siguientes según la teoría de Bronsted y Lowry e identificar:

a) Ácido y base de Bronsted. b) Pares ácido – base conjugados.

H2O + H2O NH3 + NH3 HCl + H2O NH3 + H2O HBr +H2O 8. Haciendo uso del producto iónico calcular: [H+] para los siguientes valores de [OH-]: 0.0025, 0.00056, 5.2 x 10-9, 6.02 x10-5, 0.000007777. [OH-] para los siguientes valores de [H+]: 0.00000758, 0.000085, 0.25, 3.3x10-3, 0.000046. 9. Encuentre el pH y el pOH para cada una de las concentraciones anteriores, además indique si es un ácido o una base. 10. Encuentre el pH, pOH, pKa y pKb para cada una de las siguientes soluciones:

HF 0.002 M Ka = 7.1x10-4 NH3 0.00075 M Kb = 1.8x10-5 HCN 0.00044 M Ka =5x10-10



DISCUSION No. 5:

SOLUCIONES. ELECTROQUÍMICA

1. Para cada una de las siguientes soluciones:

48 gramos de H2SO2 en 325 gramos de agua. 24 gramos de Ni(OH)3 en 500 gramos de solución acuosa. 43 gramos de H3PO4 en 600 gramos de solución acuosa. 90 gramos de Zn(OH)2 en 789 gramos de agua. Acido acético (CH3COOH) d= 1.05 g/ml, 100% en peso. V=2 lt. Acido nítrico (HNO3). d= 1.42g/ ml. 70% en peso. V=3 lt. Acido fosfórico (H3PO4). d=1.70g/ml. 85% en peso. V=1.8 lt. Acido sulfúrico (H2SO4). d=1.84 g/ml 96% en peso. V=0.6 lt.

Calcular: a) Gramos de solución b) Gramos de solvente c) Número de moles de soluto y solvente d) Fracción molar de soluto y solvente e) % en peso de soluto y solvente f) M. 2. Haciendo uso de las concentraciones de los siguientes ácidos comerciales, calcular: El volumen (lt) de HNO3 (70% p/p) que se debe usar para preparar 654 ml de HNO3 5.7 M. El volumen (ml) de H2SO4 (96% p/p) que se debe usar para preparar 580 ml de H2SO4 3.5 M. El volumen (cm3) de H3PO4 (85% p/p) que se debe usar para preparar 790 ml de H3PO4 6.8 M.

3. Determinar el número de oxidación del elemento señalado en asterisco: H2S* N *V2O3 *Cr O4

-2 * P4 * C2O4-2 H3 *P O3

4. Las ecuaciones siguientes representan solo una parte de una reacción química. Identificar cuál es la sustancia que se oxida o reduce. Cl2 2 Cl- 2H+ H2

H2O H2

Br2 2 Br –

5. De las siguientes reacciones identificar cuáles son Redox. CaCl2 + 2KF CaF2 + 2KCl CaI2 + Cl2 CaCl2 + I2 Pb(NO3)2 + Na2SO4 PbSO4 + 2NaNO3 CuO + CO Cu + CO2

HCl + KOH KCl + H2O


6. Para cada una de las reacciones siguientes identificar: a) La sustancia que se oxida, b) La sustancia que se reduce, c) El agente oxidante, d) El agente reductor. 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 Zr + 2H2O ZrO3 + 2H2 2PbO +C 2Pb + CO2 2CrO3 + 6HI Cr2O3 + 3I 2 + 3H2O 2HNO3 + SO2 H2SO4 + 2 NO2 7. Haciendo uso de la tabla de potenciales de reducción, establezca cuál sustancia de cada par es mejor agente oxidante en condiciones normales. a) Br2 ó Au +3 b) H2 ó Ag+ c) Cd+2 ó Cr +3 d) Na ó Li e) H2 ó I2 f) Fe + 2 ó Ag 8. Haciendo uso de la tabla de potenciales de reducción, establezca cual de las reacciones siguientes está escrita en forma correcta y cuales ocurrirán en forma espontánea. Además, calcule el valor del potencial de la celda y escriba en forma simbólica la representación de la pila. Ca+2(ac) + Cd(s) Ca(s) + Cd+2 (ac) Br2(l) + Sn (s) 2 Br – (ac) + Sn+2 (ac) 9. Para cada una de las pilas siguientes, escriba la ecuación de la reacción Redox que ocurre identificando el cátodo y el ánodo, y calcule el valor del potencial de la celda. Ni / Ni+2 // Cu+2 / Cu Cu / Cu+2 // Pb+2 / Pb Mg/ Mg+2 // Sn+2 / Sn Zn / Zn+2 // Ni+2 / Ni H2 / H+ // Ag+ / Ag


POTENCIALES NORMALES DE REDUCCIÓN

Electrodo Proceso catódico de reducción Eo(volt)

Li+|Li Li + e- = Li -3,045

K+|K K+ + e- = K -2,925

Ca2+|Ca Ca2+ + 2e- = Ca -2,866

Na+|Na Na+ + e- = Na -2,714

Mg2+|Mg Mg2+ + 2e- = Mg -2,363

Al3+|Al Al3+ + 3e- = Al -1,662

Mn2+|Mn Mn2+ + 2e- = Mn -1,179

OH-|H2 (Pt) 2H20 + 2e- = H2 + 2OH- -0,828

Zn2+|Zn Zn2+ + 2e- = Zn -0,763

S2-|S (Pt) S + 2e- = S2- -0,479

Fe2+|Fe Fe2+ + 2e- = Fe -0,44

Cr3+,Cr2+ | Pt Cr3+ + e- = Cr2+ -0,408

Cd2+|Cd Cd2+ + 2e- = Cd -0,403

Tl+|Tl Tl+ + e- = Tl -0,336

Co2+|Co Co2+ + 2e- = Co -0,277

Ni2+|Ni Ni2+ + 2e- = Ni -0,250

Sn2+|Sn Sn2+ + 2e- = Sn -0,136

Pb2+|Pb Pb2+ + 2e- = Pb -0,126

Fe3+|Fe Fe3+ + 3e- = Fe -0,037

H+|H2 (Pt) 2H+ + 2e- = H2 0,000

Sn4+,Sn2+|Pt Sn4+ + 2e- = Sn2+ +0,150

Cu2+,Cu+|Pt Cu2+ + e- = Cu+ +0,153

Cu2+|Cu Cu2+ + 2e- = Cu +0,336

OH-|O2 (Pt) O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- +0,401

Cu+|Cu Cu+ + e- = Cu +0,520

I-|I2 (Pt) I2 + 2e- = 2I- +0,535

Fe3+, Fe2+|Pt Fe3+ + e- = Fe2+ +0,770

Hg22+|Hg Hg2

2+ + 2e- = 2Hg +0,788

Ag+|Ag Ag+ + e- = Ag +0,799

Hg2+|Hg Hg2+ + 2e- = Hg +0,854

Hg2+, Hg22+| Pt 2Hg2+ + 2e- = Hg2

2+ +0,919


Br-|Br2 (Pt) Br2 + 2e- = 2Br- +1,066

H+|O2 (Pt) O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O +1,229

Tl3+,Tl+ | Pt Tl3+ + 2e- = Tl+ +1,252

Cr2O72-, H+,Cr3+ | Pt Cr2O7

2- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O +1,333

Cl- |Cl2 (Pt) Cl2 + 2e- = 2Cl- +1,359

Au3+|Au Au3+ + 3e- = Au +1,497

MnO4- , H+, Mn2+|Pt MnO4

- +8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O +1,507

Au+|Au Au+ + e- = Au +1,691

Pb4+, Pb2+|Pt Pb4+ + 2e- = Pb2+ +1,693

Co3+, Co2+|Pt Co3+ + e- = Co2+ +1,808

F- | F2 (Pt) F2 + 2e- = 2F- +2,865

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