Manual lab inorganica version 29 sep 2011

Elaborado por: M.I. Miriam Ramírez Rojas y M.A. Bertha Manzanera Quintana

ITCH Manual de Prácticas de Laboratorio de Química Inorgánica

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Agosto de 2011

Índice

Bienvenida 3

Medidas de seguridad 4

Práctica 1 – Efecto fotoeléctrico (virtual) y espectros. 5

Práctica 2 – Grupos funcionales. 11

Práctica 3 – Enlaces Químicos. 15

Práctica 4 – Reactividad, tipos de reacciones y

conservación de la masa. 19

Bibliografía 24


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¡ Bienvenidos al Laboratorio de Química Inorgánica !

Los profesores que les guiarán en este

Laboratorio de Química Inorgánica les recibimos

cordialmente y deseamos felicitarles por estudiar

una carrera que contribuirá, en un futuro próximo, al

engrandecimiento y desarrollo de nuestro país.

Por ello les animamos a recibir con entusiasmo

y tesón este interesante desafío del estudio de los

principios básicos en los que se fundamentan las

teorías contemporáneas de la ciencia más elegante

y hermosa de la naturaleza …la Química Inorgánica.

Desafío que les proponemos asuman en su

equipo de trabajo, porque estamos convencidos que

la sinergia que así se produce es extremadamente

valiosa para su formación profesional, ética y

humana.


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Medidas de Seguridad

Para desarrollar un trabajo experimental sin que existan accidentes es

necesario tener presente algunos aspectos que se relacionan con la protección

e integridad física.

1. Ponga especial atención a las instrucciones que su profesor (a) le dé.

2. No tome decisiones que impliquen riesgo, sin estar seguro de su dominio

(encendido de mecheros, EQUIPOS, conexiones eléctricas, sistemas

mecánicos).

3. Evite jugar con elementos de riesgo, como sistemas de alimentación de

gas, eléctrica y sistemas mecánicos o térmicos.

4. Manipule con seguridad y cuidado, utilizando los elementos necesarios

para evitar accidentes.

5. No juegue ni haga bromas con los equipos de laboratorio.

6. Si tiene dudas en los procedimientos, consulte y espere apoyo de la

encargada del laboratorio o de su profesor (a).


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Práctica 1 – Efecto Fotoeléctrico y Espectros.

OBJETIVO: Analizar en el laboratorio virtual que la luz es capaz de expulsar electrones de la superficie de un metal, identificar el espectro a la flama y coloración de algunos elementos químicos.

INTRODUCCIÓN AL EFECTO FOTOELÉCTRICO

El efecto fotoeléctrico, consiste en la emisión de electrones por un material cuando se

ilumina con radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta en general). A los

electrones liberados se les llama fotoelectrones.

PROCEDIMIENTO

Este experimento se realizará en forma virtual. Se ingresará a la siguiente dirección

electrónica http://phet.colorado.edu/en/simulations/category/chemistry/quantum, se

baja la aplicación Photoelectric Effect y se completará la siguiente tabla

Elemento Voltaje Intensidad Frecuencia

Longitud de

onda en que

emite mas

electrones

Sodio

Zinc

Cobre

Platino

Calcio

Tabla 1. Efecto fotoeléctrico


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OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES

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INTRODUCCIÓN AL ESPECTRO A LA FLAMA

El análisis de la muestra por vía seca se utiliza con poca frecuencia, es más común en

el análisis de minerales.

El método de coloración de la llama solamente asegura resultados en caso de que la

muestra contenga un solo elemento, el cual precisamente da color a la llama. La llama

únicamente se colorea con sustancias volátiles. Las más frecuentemente utilizadas

son los cloruros; por tal motivo, la muestra se humedece con ácido clorhídrico.

La coloración de la llama producida por diferentes elementos se indica en la siguiente

tabla:

ELEMENTO COLOR DE LA LLAMA ELEMENTO COLOR DE LA LLAMA

Li Rojo Pb Azul pálido

Na Amarillo As Azul pálido

K Violeta Sb Azul pálido

Ca Rojo amarillento V Verde pálido

Sr Rojo Mo Verde pálido

Ba Verde B Verde

Ti Verde Se Azulado

Cu Verde Te Azul pálido

Tabla 2. Coloración de la llama con diferentes elementos.


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MATERIAL SUSTANCIAS

Asa de platino Solución Acido clorhídrico 6M

Tubos de ensaye Solución Cloruro de Bario

Mechero bunsen Solución Nitrato de Calcio

Gradilla Solución Nitrato de Potasio

Circuito electrónico Solución Nitrato de Estroncio

Filtros de colores

Multimetro

Enchufe con foco

PROCEDIMIENTO

1.- Coloca en un tubo de ensaye un mililitro de ácido clorhídrico diluido.

2.- En tubos de ensaye coloca un mililitro de las muestras de cationes que se

analizarán y marcarán cada tubo.

3.- Toma el asa de platino e introdúcelo en el tubo que contiene al ácido clorhídrico.

Este ultimo servirá para limpiar el asa

4.- Introduce el asa a un tubo de ensaye y toma un poco de muestra, lleva el asa al

mechero y observa la coloración que desprende la llama. Compara el color con el

indicado en la tabla.

5.- Repite los pasos 2 al 4 con las demás muestras que se encuentran en los tubos.


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EFECTO FOTOELÉCTRICO Armar el siguiente circuito

Cubrir la celda con el pequeño recipiente negro, evitando que quede expuesta a la luz. Cerrar el circuito sin destapar la celda.

¿Marca algún amperaje el multímetro? Destapar la celda y dejarla expuesta a la luz ambiental. ¿Indica el multímetro igual amperaje? ¿Por qué? Cubrir la celda con diversos filtros que se le proporcionan. Medir el amperaje en cada caso ¿Hay diferencia en el amperaje con cada filtro? ¿A que se debe? Repetir el proceso descrito, utilizando un foco como fuente de luz para iluminar la celda. ¿Hay diferencias en las mediciones de amperaje con respecto al foco y a la luz ambiental?


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CUESTIONARIO

1- ¿Qué tipo de sustancias deben usarse en la prueba de coloración de la llama?

2- ¿Qué debe hacerse con las sustancias poco volátiles para poder analizarlas a

la llama?

3- ¿Cuáles son los compuestos más comúnmente empleados en la prueba de la

flama?

4- Anota las partes de la flama del mechero

5- Explica porqué se le dá la coloración de la flama ( ¿debido a que?)

6- ¿Qué tipo de compuestos se pueden identificar con esta técnica?

7- ¿Por qué se utiliza el ácido clorhídrico y no el ácido sulfúrico?

8- ¿En qué casos no se puede utilizar la coloración a la flama?

Alumnos: ________________________________________________________

Firma del profesor: __________________________________________________

Fecha: ____________________ Calificación: ________________


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Práctica 2 – Grupos Funcionales.

OBJETIVO: Demostrar la relación que existe entre varias reacciones químicas inorgánicas por medio de reacciones de síntesis.

INTRODUCCIÓN A LOS GRUPOS FUNCIONALES

La función química es un grupo de compuestos que tienen en común una

característica que los relaciona. La reacción química es el proceso mediante el cual se

expresa de manera breve un cambio químico.

Características de los compuestos inorgánicos:

1) Óxidos.- están formados por metal y oxígeno. Se caracterizan por ser sólidos y

al reaccionar con agua formar hidróxidos por lo que también se llaman óxidos

básicos.

2) Anhídridos.- compuestos formados por un no metal y oxígeno. Son casi

siempre gaseosos aunque hay unos sólidos. Al reaccionar con agua producen

oxácidos por lo que también son llamados óxidos ácidos

3) Hidruros.- compuestos por un metal e hidrógeno.

4) Haluros.- compuestos formados por un metal y un no metal o por dos no

metales, en cualquiera de los dos casos el último no metal lleva valencia

negativa. Se reconocen porque no llevan oxígeno ni hidrógeno. Los haluros

formados por un metal y un no metal se llama haluros metálicos aunque

también se les llama sales binarias. Los haluros formados por dos metales se

le llama haluros no metálicos.

5) Hidróxidos o bases.- compuestos ternarios formados un metal y el radical OH,

que se llama hidróxido o hidroxilo. Se caracterizan por ser sólidos con un pH

que puede variar de 8 a 14, siendo más fuerte entre más alto sea el número.

Se colorean de rosa con la fenolftaleína, de amarillo con el anaranjado de

metilo y el papel tornasol queda azul.

6) Oxácidos.- ácidos con oxígeno. Están formado por hidrógeno y un radical con

oxígeno con valencia negativa. Son cáusticos y corrosivos. Tienen un pH que

puede variar de 1 a 6 (entre más bajo mas fuerte). Se colorea de rojo con el


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anaranjado de metilo, queda incoloro con la fenolftaleína y el papel tornasol

colorea rojo.

7) Oxisales.- compuestos formados por un metal de valencia positiva y un radical

con oxigeno con valencia negativa. El radical es el mismo que se usa en los

oxácidos. Las oxisales derivan de los oxácidos y se caracterizan al igual que

los haluros por ser sólidos, de pH neutro (7) y sabor salado.

Existen varios tipos de reacciones

a) De síntesis.- Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un

solo compuesto más complejo.

b) De descomposición.- En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en

dos o más productos.

c) De simple desplazamiento o sustitución.- Un elemento reemplaza a otro en un

compuesto.

d) De doble desplazamiento o sustitución.- Los iones de un compuesto cambian

lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes

e) De combustión.- Se producen cual hacer reaccionar un compuesto orgánico

con el oxígeno del aire por medio de calor para producir dióxido de carbono,

agua y energía.

f) De neutralización.- se producen al hacer reaccionar un ácido común con un

hidróxido obteniendo una sal y agua.

MATERIAL SUSTANCIAS

1 Cucharilla de combustión Azufre

1 Tubo de ensaye Magnesio (20 cm)

1 Mechero bunsen Fenolftaleína

1 Gradilla

1 Lentes de seguridad

1 Piseta

1 Matraz erlenmeyer de 250 mL


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1 Tripie

1 Papel filtro

1 Pinzas para crisol

1 Cápsula de porcelana

Papel tornasol azul

1 Agitador

1 Tapón de hule

1 Vaso de precipitado de 50 ml

1 Gotero

1 Tela de alambre con asbesto

1 Probeta de 5 ml

PROCEDIMIENTO

Sosteniendo la cinta de magnesio con las pinzas para crisol, quemarlo hasta obtener

una ceniza blanca.

Dejar caer la ceniza blanca en un vaso de precipitado que contenga 20 ml de agua

destilada y agitar con el agitador. Dejarlo aparte por un momento.

Llenar una cucharilla de combustión con azufre (0.5 gramos) y quemarlo en el

mechero de bunsen.

Introducir el azufre prendido en un matraz erlemeyer, que debe contener 100 ml de

agua destilada. Cuidar que la cucharilla de combustión no toque el agua.

Dejar que el matraz se llene del humo blanco y cuando la llama del azufre se apague,

tomar el matraz por al cuello y sin destaparlo agitar en forma circular hasta que todo el

anhídrido se disuelva.

Destapar el matraz para checar el pH del acido formado, utilizando una tira de papel

tornasol azul.


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Tomar 2 ml de la solución de hidróxido de magnesio que esta en el vaso de

precipitados y colocarlas en una cápsula de porcelana, añadirle 2 gotas de

fenolftaleína.

Tomar la solución de ácido sulfuroso que está en el matraz erlenmeyer con el gotero e

ir agregando gota a gota sobre la solución de hidróxido de magnesio agitando

constantemente hasta que se observe que el color desaparece.

Evaporar el agua de la solución que hay en la capsula de porcelana, colocando ésta

en un tripie y utilizando el mechero de bunsen hasta que quede un residuo sólido.

Si observa un color rosado, retire el mechero y agregue unas gotas mas de ácido

sulfuroso y con las pinzas agite suavemente y a continuación ponga el mechero y siga

con la evaporación.


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_____________________________________________________________________

_____________________________________________________________________

_____________________________________________________________________

CUESTIONARIO

1. Complete la ecuación de la reacción y balancee.

H2SO3 + Mg(OH)2

2. Explique como una función de la fórmula puede identificar un ácido y a una sal

3. ¿Qué carácter tienen los productos de la reacción anterior?

4. ¿Qué sustancia quedó en el residuo de la cápsula de porcelana después de la

evaporación?

Alumnos: ________________________________________________________




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Práctica 3 – Tipos de Enlaces Químicos.

OBJETIVO: Evaluar la conductividad eléctrica y puntos de fusión de sustancias iónicas y covalentes.

INTRODUCCIÓN A LOS TIPOS DE ENLACE

La unión, combinación o interrelación entre sí de dos átomos de igual o diferente especie, para formar agregados moleculares estables, elementales o compuestos se denomina enlace químico. Los tipos más importantes del enlace químico son: covalente e iónico o electrovalente. También se producen uniones o atracciones entre átomos de moléculas vecinas denominadas atracciones moleculares, como las fuerzas de Van Der Waals o enlace por puente de hidrógeno. El enlace covalente se produce por la combinación de uno o más pares de electrones entre dos átomos. Cuando cada átomo aporta electrones para la unión, la covalencia es simple. Si un solo átomo aporta el par de electrones de enlace la covalencia es coordinada. El enlace covalente se clasifica en polar y no polar. Es no polar cuando se desarrolla entre átomos de igual electronegatividad. Los compuestos covalentes pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, con bajos puntos de fusión. No son conductores de la electricidad aunque en solución acuosa algunos con enlaces polares pueden presentar conductividad eléctrica. Los compuestos de coordinación se distinguen por ser colorido o por la capacidad de disolución de sales poco soluble al formarse un enlace de puente de hidrógeno, se reconoce por el comportamiento anormal de algunas propiedades (solubilidad, puntos de fusión, puntos de ebullición, etc.) de las sustancias donde se presentan. El enlace electrovalente o iónico, se produce cuando hay transferencia de electrones de un átomo a otro. El átomo que transfiere o pierde los electrones se ioniza positivamente (catión) y el que los gana se ioniza negativamente (anión). Los compuestos iónicos son sólidos de alto punto de fusión, que se disuelven en disolventes polares como el agua y que fundidos o disueltos conducen la corriente eléctrica.

En los compuestos covalentes existe una gran dispersión en cuanto a estado físico, desde sólidos con alto punto de fusión como el diamante, hasta gases como el amoniaco o el metano; generalmente son solubles en disolventes apolares como el benceno, hexano... y ni en estado fundido, ni disuelto conducen la corriente eléctrica.

Las sustancias iónicas cuando se encuentran en disolución se disocian en iones (aniones con carga negativa y cationes con carga positiva), en cualquier caso, partículas cargadas y como tales susceptibles de conducir la corriente eléctrica.

Las sustancias covalentes por el contrario cuando se disuelven no dan lugar a separación de cargas, por lo que no conducen la electricidad.

Apoyándonos en su aspecto y estado físico, en su solubilidad y en la conductividad de corriente eléctrica, podríamos caracterizar a las sustancias iónicas y covalentes. Lo haremos fijándonos en su conductividad eléctrica


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MATERIA SUSTANCIAS

8 vasos de precipitado de 100 mL

Cables de cobre

Pilas o fuente de corriente continua

1Foco con socket y conexión

interrumpida

1Tubo de ensaye

1Mechero

1Pinzas para tubo de ensaye

1Vidrio de reloj

Azúcar

Sal

Solución de sacarosa saturada

Solución de hidróxido de sodio 1M

Solución de HCl 1M

Solución NaCl saturada

Metanol

Agua

PROCEDIMIENTO

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA

Preparar una instalación como la que indica la figura

Figura 1.


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Introducir los electrodos en cada una de las soluciones y comprobar si existe paso de

corriente, es decir si la lámpara se enciende, enciende con poca intensidad o no

enciende, y anote los resultados. Recuerde limpiar los electrodos antes de probar

con una nueva solución.

Sustancia Corriente e intensidad Tipo de enlace

Tabla 3. Tipos de enlace

PUNTO DE FUSIÓN Registre el tiempo que tarda en alcanzar el punto de fusión, la azúcar colocada en el vidrio de reloj. Realícelo con el mechero, utilizando el triple y sobre la tela de alambre con asbesto. (Retire el mechero en el momento en que observe la primera burbuja). Anote el tiempo: __________________________________________________ En un tubo de ensaye coloque NaCl, y caliente con el mechero.

¿Cuál sustancia tardó más tiempo en fundirse? ¿Por qué?:

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CUESTIONARIO

1- ¿Cuáles son sustancias conductoras y explique por qué?: 2- ¿Cuáles son sustancias no conductoras y explique por qué?: 3- ¿Qué tipo de enlace se presenta en cada sustancia y por qué?:

Alumnos: _______________________________________________________

Firma del profesor: ________________________________________________

Fecha: __________________ Calificación: ________________


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Práctica 4 – Reactividad, Tipos de Reacción y

Conservación de la Masa.

OBJETIVO: Mediante reacciones de simple desplazamiento, determinar de un grupo

de metales (Cu, Mg, Fe) el orden creciente de reactividad entre ellos. Comprobación de la ley de la conservación de la masa. Reconocer los tipos de enlace que existen.

MATERIAL SUSTANCIAS

1 Gradilla

6 Tubos de ensaye

3 Tubos de ensaye

1Mechero de bunsen

1Agitador

Pinzas para tubo de ensaye

1Soporte universal

1Piseta

1Balanza granataria

1Matraz erlenmeyer de 250 ml

1Globo

1Embudo

1Pinzas aseguradoras doble nuez

1Espátula

1Vidrio de reloj

Alambre, granalla o lámina de Cu, Mg y

Fe.

Solución de CuSO4 2 M, y HCl 2M

HCl 2M, Nitrato de plata 0.5 M, Zinc,

Oxido Mercúrico, hidróxido de amonio 2M

y fenolftaleína.

Clorato de calcio, Sacarosa (gomita).

Carbonato de sodio y ácido clorhídrico

2M.

1Probeta


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PROCEDIMIENTO

A tres tubos de ensaye numerados del 1 al 3, añadirles 1 mL de HCl 2M y colocarlos en la gradilla. Al tubo 1 añadirle un trozo de Cu, al tubo 2 un trozo de Mg, al tubo 3 un trozo de Fe y dejar reaccionar de 7 a 10 minutos, observando lo que ocurre en cada tubo, y anotar lo sucedido en cada uno de ellos.

Repetir el experimento anterior, utilizando ahora la solución de Fe+3 y completar la siguiente tabla escribiendo la ecuación correspondiente donde hubo reacción e indicando sus observaciones. En los tubos que no hubo reacción, explicar por qué. Nota: Recupere los trozos de metal que no reaccionaron en los cedazos correspondientes.

Cu Mg Fe

HCl

Fe2(SO4)3

Tabla 4. Reactividad


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_____________________________________________________________________

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_____________________________________________________________________

INTRODUCCIÓN A LOS TIPOS DE REACCIONES

Una ecuación química es la representación gráfica de una reacción, la reacción química indica un cambio químico, es decir, una modificación en la materia. En las ecuaciones químicas los reactivos se escriben, por convención a la izquierda y los productos a la derecha después de una flecha que significa produce.

REACTIVOS PRODUCTOS

Las reacciones redox o de oxidación reducción son aquellas donde hay movimientos de electrones desde una sustancia que cede electrones (reductor) a una sustancia que capta electrones (oxidante). La sustancia que se oxida al reaccionar, reduce a la otra sustancia con la cual esta reaccionando, porque le está quitando electrones y decimos que un agente reductor. La sustancia que se reduce al reaccionar, oxida a la otra sustancia con la cual está reaccionando, porque le está cediendo electrones, decimos que un agente oxidante.


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PROCEDIMIENTO

Nota: LOS EXPERIMENTOS 1 Y 2 SON DEMOSTRATIVOS.

1. En un soporte universal ponga unas pinzas, en ellas colocar un tubo de ensaye y adicionarle HgO, calentar, observe con cuidado lo que sucede. Introduzca en el tubo cerca de la sustancia una pajuela con un poco de ignición. Observe y:

¿Qué ocurrió con el HgO?:__________________________________________ ¿Qué ocurrió con la pajuelita?:_______________________________________ Anote la ecuación correspondiente:___________________________________ ¿A qué tipo de reacción pertenece?:__________________________________

Después de suspender el calentamiento, y al transcurso de tres minutos, ¿quéj,

observa en el contenido del tubo?__________________________________________

Si acaso hay cambios, anote la reacción ocurrida: _______________________ ¿A qué tipo de reacción pertenece?:__________________________________

2. Colocar en un tubo generador de gases unas granallas de Zn, adicionar 2 ml de HCl 6M, después poner el tubo de desprendimiento, recibir en un tubo de ensaye por desplazamiento de agua el gas desprendido. Tomar minuciosamente el tubo con el gas e introducir CUIDADOSAMENTE una flama, habrá una pequeña explosión; después observar las paredes del tubo.

¿Qué gas se genera?:_____________________________________________ Escriba la ecuación:_______________________________________________ ¿A qué tipo de reacción pertenece?:__________________________________

3. En un tubo de ensaye colocar 2 mL de HCl 6M y agregar 5 gotas de AgNO3, observe y:

Anote lo que sucede: ______________________________________________ Anote la ecuación correspondiente:___________________________________ ¿A qué tipo de reacción pertenece?:__________________________________

4. En un tubo de ensaye vierta 1mL de NH4OH 2M y agregue 2 gotas de fenolftaleína (indicador – colorante):

¿Qué observa?: __________________________________________________

Añada gota a gota HCl 2M con agitación después de cada adición; hasta que desaparezca el color.

Anote la ecuación correspondiente:___________________________________ ¿Qué tipo de reacción se llevó a cabo?________________________________

Anote que más observó____________________________________________

5. El clorato de potasio es un oxidante enérgico. El azúcar es un reductor capaz

de suministrar una gran cantidad de energía por unidad de masa. El color rojizo de la

llama se debe al ion potasio. No existe reacción con estequiometria determinada y

comúnmente aceptada para esta notable reacción, muestra del poder oxidante del


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clorato y del poder reductor de la sacarosa (un disacárido, que contiene una molécula

de fructuosa y otra de glucosa).

Colocar 2.5 gramos de clorato de potasio en un tubo de ensayo. Con el mechero de

bunsen calentar hasta lograr que se fusione. Cuando se fusione y pase a estado

líquido, lo que sigue es, con mucha precaución introducir la gomita dentro del tubo

de ensayo y observar la reacción.

La reacción del clorato de potasio con glucosa, produce cloruro de potasio,

bióxido de carbono y agua.

KClO3 + C6H12O6 CO2 + KCl + H2O


_____________________________________________________________________

_____________________________________________________________________

_____________________________________________________________________

_____________________________________________________________________

INTRODUCCIÓN A LA CONSERVACIÓN DE LA MASA

La ley de la conservación de la masa es uno de los primeros principios introducidos en cualquier curso de Química. Los estudiantes aprenden que durante una transformación química no se detecta incremento o descenso en la cantidad de masa total en un sistema.

Debido a que la cantidad de materia puede ser determinada fácilmente por medida de su masa, esta ley puede ser demostrada y comprobada, siguiendo la masa total de un sistema durante el curso de una reacción química, en multitud de reacciones.

Lo haremos con una reacción con características peculiares:

Na2CO3 + 2HCl NaCl + CO2 + H2O

PROCEDIMIENTO

En el matraz Erlenmeyer agregue 5 mL de HCl 2 M previamente medidos en la probeta. A continuación pesar el matraz que contiene el ácido y el globo a un lado y registre el peso total.


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Pesar la cuarta parte de una hoja de cuaderno y anote el peso. Después adicione 0.2 g de carbonato de Sodio sobre el papel y transferir sin pérdida de masa al interior de un globo.

La boca del globo se ajusta cuidadosamente al cuello del erlenmeyer, estando seguro de que no cae nada de carbonato en el ácido depositado anteriormente.

El matraz con el globo se coloca en la balanza y se anota su peso.

En la reacción se producirá un gas, el cual se recolectará en el globo, asegúrese que esté bien colocado éste para evitar escape del gas generado.

Levante el globo cuidadosamente para que todo el carbonato caiga sobre el ácido, se agita con movimientos circulares, se pesa nuevamente y se anota el peso final.


_____________________________________________________________________

_____________________________________________________________________

_____________________________________________________________________

_____________________________________________________________________

CUESTIONARIO

1- Con base en las observaciones realizadas en la reactividad de los metales. a) ¿Cuál es el metal más activo?: b) ¿Cuál es el metal menos activo?: c) ¿Cuáles metales son más activos que el hidrógeno?: d) ¿Cuáles metales son menos activos que el hidrógeno? : e) Ordene los metales e incluya al hidrógeno de mayor a menor actividad

química ¿Concuerda el orden obtenido según sus observaciones con el orden de la actividad química de estos metales y el hidrógeno en la Serie Electroquímica de los metales?

f) Añadir al reporte una copia de la serie electroquímica ó serie de actividad química de los metales consultada.

2- Investigar los diferentes tipos de reacción

a) Combinación o adición b) Descomposición c) Simple desplazamiento o simple sustitución d) Doble desplazamiento o doble sustitución e) Redox f) Neutralización g) Endotérmica h) Exotérmica


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3- Complete el siguiente cuadro e incluya un ejemplo de un tipo de reacción no

mencionado

Reactivos Productos Tipo de reacción

H2SO4 + NaOH

CaCO3 + CALOR

S + Zn

Al + HCl

Tabla 5. Tipos de reacciones

4- Determinar el porcentaje de rendimiento de la reacción del experimento de

conservación de la masa.

Alumnos: ________________________________________________________



Bibliografía Brown, T. (2004). Química: La Ciencia Central. México: Prentice Hall.

Bullema, U. Quìmica General. México: Thomson.

Raymond, C. (2010). Química. México: Mc Graw Hill.

Whitten, K. Química General. México: Mc Graw Hill.

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