UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIAESCUELA DE CIENCIAS BASICAS, TECNOLOGÍA E INGENIERÍA UNIDAD DE CIENCIAS BÁSICAS LABORATORIO N. 3 201102 – QUÍMICA GENERAL PATRICIA SIERRA SAAVEDRA CODIGO: 1116548931 NUBIA VALCACER DIRECTORA DE LA PRÁCTICA TUNJA BOYACA OCTUBRE DE 2015 SOLUCIONES INTRODUCCION Nosotros estamos en contacto diario con las soluciones químicas (jugos, refrescos, café, rio, mar, etc.). Y las plantas también, cuando sus raíces contactan la solución del suelo. Cuando se introduce un poquito de azúcar dentro de un vaso lleno de agua, se observa que la azúcar desaparece sin dejar rastro de su presencia en el agua. Lo primero que se piensa es que hubo una combinación química, es decir, que las dos sustancias reaccionaron químicamente, lo que significa que hubo un reacomodo entre sus átomos. Sin embargo, simplemente sucedió que ambas sustancias se combinaron físicamente y formaron una mezcla homogénea o solución. Objetivos Aprender a realizar las soluciones Utilizar soluciones bien echas no a tanteo Cálculo y preparación de soluciones. Dilución a diferentes concentraciones SOLUCIONES Es una mezcla homogénea de dos o más componentes. El término homogéneo significa que las propiedades físicas y químicas son iguales en cualquier parte de la solución. Adicionalmente, cuando se observa una solución a simple vista solo se diferencia una fase, ya sea líquida, sólida o gaseosa. El soluto y el solvente son los componentes de la solución. EL soluto es el componente que se disuelve. Solvente es el componente en el cual el soluto se disuelve. Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones. Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente. Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua Características de las soluciones (o disoluciones): I) II) III) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. Los componentes de una solución son soluto y solvente. Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante delas bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua). Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua. IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos. Mayor o menor concentración Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud denominada concentración. Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas. Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua. Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C. Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse. Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso. Modo de expresar las concentraciones Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas. Unidades físicas de concentración Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes: a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100gramos de solución) b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución) c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V = (cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución) a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100unidades de peso de la solución. p peso de soluto = ∗100 p peso de solucion b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto porcada 100 unidades de volumen de la solución. v volumen de soluto = ∗100 v volumen de solucion c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. p gramos de soluto = ∗100 v ml de la solucion CÁLCULOS PREGUNTAS 1. ¿Cuándo se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son líquidos, se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del soluto y solvente? R/: Las soluciones tienen una naturaleza homogénea y se componen de dos o más sustancias, se consideran mezclas débilmente unidas de un soluto y un solvente. El soluto es por lo común el componente que está presente en menor cantidad, y el solvente es el que está en mayor cantidad. El volumen total en soluciones de líquidos si es la suma de los volúmenes del soluto y el solvente. 2. ¿Se pueden expresar las concentraciones de soluciones de gases en concentraciones molares? Explique su respuesta R/: si, pero no es muy conveniente ni muy usada. Para gases es más común expresarla en otro tipo de unidades como la "fracción molar". Se obtiene del cociente entre el Nº de moles de un componente (soluto o solvente) sobre el Nº de moles de todos los componentes juntos. 3. ¿Qué puede inferir de la experiencia realizada? R/: Él proceso físico de la evaporación consiste en el pasaje lento y gradual de un estado líquido hacia un estado gaseoso, tras haber adquirido suficiente energía para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, la evaporación se produce a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más elevada aquélla. No es necesario que toda la masa alcance el punto de ebullición. Cuando existe un espacio libre encima de un líquido, una parte de sus moléculas está en forma gaseosa, al equilibrase, la cantidad de materia gaseosa define la presión de vapor saturante, la cual no depende del volumen, pero varía según la naturaleza del líquido y la temperatura. Si la cantidad de gas es inferior a la presión de vapor saturante, una parte de las moléculas pasan de la fase líquida a la gaseosa: eso es la evaporación. Cuando la presión de vapor iguala a la atmosférica, se produce la ebullición Al calentar la solución, simplemente el agua se evapora, dejando de solventar (La solvatación es el proceso de asociación de moléculas de un disolvente con moléculas oiones de un soluto. Al disolver celos iones en un solvente, se dispersan y son rodeados por moléculas de solvente. A menor tamaño del ion, más moléculas de solvente son capaces de rodearlo, y más solventado se encuentra el ion) los iones de la sal y ambas sustancias se para normalmente. Por lo tanto, esto depende únicamente de las fuerzas intermoleculares. CONCLUSIONES 1. Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. 2. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración 3. Las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias. ESTEQUIOMETRIA 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). 8. Registre sus observaciones y resultados. Sustancia 1 0,1g CaO3 0,2g CaO3 0,3 g CaO3 Sustancia 2 HCl 1 ml HCl 1 ml HCl 1 ml Volumen 10 ml 17 ml 51 ml CÁLCULOS: 1. ¿Cuál es la reacción que tuvo un mayor rendimiento en la generación de CO2? La reacción que Obtuvo un mayor rendimiento de CO2 fue la de CaO3 con 0,3 g ya que esta tuvo un nivel de elevación de 51 ml en la probeta 2. ¿Determine el número de moles y de gramos de CO2 obtenidos en cada caso? C= 12g O=16g *2=32g =44g CO 2 44 g= o ,1 g 1 mol de CO 2 =4.4 gCO 20,1 g= =0.0022mol de CO 2 1g 44 gCO 2 CO 2 44 g= o,2g 1mol de CO 2 =8.8 g CO 2 0,2 g= =0.0045 mol de CO 2 1g 44 g CO 2 CO 2 44 g= o ,3 g 1mol de CO 2 =13.2 g CO 2 0,3 g= =0.0068 mol de CO 2 1g 44 g CO 2 3. Calcule los gramos de CaCO3 que reaccionaron CaCO3+ H2O CaCO4H2 88 g de CaCO 3 %EF= 106 g CaCO 4 H 2 ∗100=83 4. Suponiendo que el rendimiento de la reacción fue del 60%, ¿cuánto HCl puro se empleó (en moles)? H=1 Cl=35 SI∗ P SP= 100 HCl= 36 g∗60 =0,216 g 100 =0,006 mol ( 136moldeHcl gdeHCL ) 0.216 g HCl= CONCLUSIONES Concluimos que a mayor concentración de sustancia aumentaba el volumen del gas. Se logró los objetivos propuestos de la práctica puesto que se realizó todo lo establecido según dicho laboratorio. PRACTICA 7. REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS. Fundamentación teórica: Una reacción química es el proceso de transformación de la materia, por el cual unas sustancias (elementos o compuestos) se transforman en otras diferentes. Para que ocurra una transformación, las sustancias iniciales llamadas reactantes o reaccionantes, deben romper sus enlaces químicos y formar nuevos enlaces en un orden diferente, para obtener las sustancias finales llamadas productos. Ecuación Química Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química Desarrollo de la actividad. 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 CaO + H2O ? RTA/ CaO + H 2O → Ca(OH)2 Temperatura ambiente: 20°C Muestra de 1,0g oxido de calcio. Temperatura con solución: 26°C La temperatura aumenta 6°C después de adicionar el oxido de calcio. La textura del soluto es de granos finos si disolverse por completo, su color es blanco. Reacción exotérmica. No es una reacción redox, debido a que entra un H (hidrogeno) y después de la reacción salen 2. Tiene un enlace iónico. 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 Ba(OH)2 + NH4NO3 ? RTA/ Ba(OH)2 + 2 NH4(NO3) → Ba(NO3)2 + 2 NH3 + 2 H2O Temperatura ambiente: 20°C Muestra de 1,0g hidróxido de bario. Temperatura con solución: 23°C Agregar 1,0g de nitrato de amonio. Temperatura después de solución con nitrato de amonio 13°C. Se tiene una muestra con temperatura ambiente a 20°C, después de vertir el hidróxido de bario sube de maera rápida hasta 23°C, se continua diluyendo, después se adiciona 1g de nitrato de amonio, y rápidamente la temperatura baja considerablemente siendo el tope 13°C. Se continua disolviendo lentamente, la temperatura poco a poco inicia a subir, hasta 15°C. Reacción endotérmica No es una reacción redox. 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? RTA/ (CH3COO)2Pb + KI → CH3COOI + K2Pb 2ml de agua + 0,5g de acetato de plomo, color transparente. 2mL de agua, luego agregue 0.5 de yoduro de potasio, color transparente. Al momento de verter las dos soluciones, el soluto toma una apariencia de granos finos, al mezclar toman una coloración blanco-amarillo. Reducción de doble desplazamiento. Reacción 4 1. En un vaso de precipitados de 100 mL colocar 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 --? RTA/ CuSO4 + Zn → Zn SO4 + H2 + Cu Se detalla desintegración del Zinc. El ácido sulfúrico acelera la reacción de desprendimiento de hidrogeno Cambia de color gris a café (color representativo del oxido) Es una reacción de desplazamiento; el Zinc desplaza al cobre y el cobre al Sulfato La mezcla toma un color azul claro, a lo que se adiciona la granalla de zinc estas se tornan con un color rojizo, el aspecto físico va cambiando, luego de un rato la mezcla paso de color azul a incoloro, obteniendo cobre en lo profundo del biker. Reacción de doble desplazamiento. Oxidoreduccion En el laboratorio no se mide temperatura en esta practica, pero según lo leído en la bibliografía, la solución tendría una temperatura elevada, así que se puede decir que es una reacción exotérmica. Reacción 5 1. En un tubo de ensayo coloque una pequeña cantidad de óxido de mercurio, observe el color de la muestra. 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 RTA/ HgO → Hg + O2 Para tener en cuenta, el mercurio es el único metal liquido que existe en la tierra. Es una reacción de oxidoreduccion, reacción de descomposición. Nota: esta practica no se hace en laboratorio, se realiza la solución de la ecuación y se determina lo descrito. PREGUNTAS Cuando los metales reaccionan con oxígeno producen óxidos 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. De acuerdo a la anterior información completar los espacios en las siguientes ecuaciones químicas, a. 2Ca + O2 --- 2CaO ( oxido de calcio ) CaO+ H2O ---- _CaOH+H2O_ ( hidróxido de calcio) b. 4 K + 4O2 -- 4KO2_ (oxido de potasio) __4KO2__ + H2O -- 2 KOH__ (hidróxido de Potasio) c. 2Cl2 + O2 ----- 2Cl2O (óxido hipocloroso) 2Cl2O + 2H2O_ -- 4HClO (ácido hipocloroso) d. HCl + NaOH ------ _NaCl_ + H2O e. emparejar las siguientes reacciones con su correspondiente tipo de reacción 1)H2O → H2 + O2 2) H2SO4 + Cu → CuSO4 + H2 c) Reacción de descomposición a) Reacción de desplazamiento 3) NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 desplazamiento d) Reacción de intercambio o doble 4) SO2 + O2 → SO3 b) Reacción de Síntesis o combinación a) Reacción de desplazamiento b) Reacción de Síntesis o combinación c) Reacción de descomposición d) Reacción de intercambio o doble desplazamiento PRACTICA 8 ESTEQUIOMETRIA. REACTIVO LIMITANTE OBJETIVOS Determinar las relaciones estequiometrias molares de los reactantes de una reacción química. Determinar el reactivo limitante de la reacción. Teoría En un cambio químico los reactantes reaccionan en relaciones estequiométricas molares. Es por esto que cuando la cantidad molar de uno de los reactantes se agota la reacción no prosigue. Esta sustancia se conoce con el nombre de reactivo límite o limitante. Las cantidades de los demás reactantes se encuentran en exceso. Las evidencias de ocurrencia de una reacción química son: formación de gases; cambios de color, formación de precipitados, cambios de pH; calentamiento o enfriamiento MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS Buretas de 50 ml Soporte para bureta Soporte universal Gradilla 16 tubos de ensayo grandes Solución 0.5 M de Pb(N03)2; 50 ml Solución 0.5 M de Na2C03; 50 ml PROCEDIMIENTO En tubos separados mida las cantidades de soluciones según la tabla siguiente. Mezcle, los contenidos de los tubos, según la numeración. Siempre en pares. Vierta el volumen mayor en el menor. Después de mezclar agite unos segundos el tubo, sin colocar el dedo en la boca del tubo. Deje reposar el tubo 10 minutos más. Mida la altura del precipitado de carbonato de plomo PbC0 3 en cada tubo. Registre esta altura en mm. Complete la tabla N°2. De los resultados determine el reactivo limitante. RESULTADOS 1. Complete la siguiente tabla. 2. Dibuje la gráfica: altura del precipitado (eje y) de cada tubo contra el número de cada tubo (eje x). 3. Dibuje una segunda gráfica: altura del precipitado (eje y) contra el número de moles de Pb (N03)2 y el correspondiente número de moles de Na 2C03 (eje x). 4. Para los moles de Pb (N03)2. Comience con 0 mol y termine con 40 x 10-4 moles 5. Para las moles del Na2C03 comience con 40 x 10-4 mol y termine con 0 mol. 6. Calcule la cantidad de sustancia de reactivo limitante. Tubo de ensay o Volumen de Pb(NO3)2 0.25 M (ml) Volumen de Altura del Na2CO3 precipitad 0.25 M o (mm) (ml) Moles de Moles de Pb(NO3)2 Na2CO3 0.25 M 0.25 M (ml) (ml) 1 0.5 7.5 3 1.25 x 10-4 2 3 4 5 6 7 8 1 2 3 5 6 7 7.5 7 6 5 3 2 1 0.5 5 15 21 22 15 14 10 2.5 x 10-4 5 x 10-4 7.5 x 10-4 1.25 x 10-3 1.5 x 10-3 1.75 x 10-3 1.875 x 10-3 1.875 x -3 10 1.75 x 10-3 1.5 x 10-3 1.25 x 10-3 7.5 x 10-4 5 x 10-4 2.5 x 10-4 1.25 x 10-4 Moles de PbCO3 producido s 2 x 10-3 2 x 10-3 2 x 10-3 2 x 10-3 2 x 10-3 2 x 10-3 2 x 10-3 2 x 10-3 Grafica Altura del precipitado 25 20 15 ALTURA (mm) 10 ALTURA 5 0 1 2 3 4 5 6 7 8 TUBOS DE ENSAYO Grafica 1 Grafica No Moles Vs. Altura 25 20 15 ALTURA (mm) 10 Pb(NO3)2 5 Na2CO3 0 No MOLES Grafica 2 REGUNTAS 1. ¿Que propiedad de la reacción química controló la altura del precipitado del tubo 1 al 4? La propiedad que controlo la altura del precipitado es la Ley de la conservación de la masa, siendo el Nitrato de Plomo el reactivo limitante. 2. ¿Cual fue el factor que controló la altura del precipitado del tubo 5 al 8? El factor que controlo la altura fue la Ley de la conservación de la masa, siendo el Carbonato de Sodio el reactivo limitante. 3. ¿Cuando se mide la altura del precipitado que propiedad del precipitado se está midiendo? Al medir la altura, se está midiendo la cantidad de masa que se formo en la reacción química. 4. Calcule la cantidad de sustancia (numero de moles) del precipitado que se forma en cada tubo.
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