UNIVERSIDAD DE AMÉRICA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

CONFERENCIAS DE LABORATORIO DE QUIMICA I

ELSA BEATRIZ ARDILA GOMEZWILLIAM ARANA VARELA

VICTOR HUGO GIL CASTIBLANCO

BOGOTA D.C 2009

PRACTICA No.- 1

NORMAS DE SEGURIDAD Y RECONOCIMIENTO DE MATERIAL

INDICADOR DE LOGRO

Interpreta y aplica las normas de seguridad e identifica por su nombre cada uno de los materiales del laboratorio que el profesor va presentando.

Reconoce el uso adecuado de cada uno de los elementos y las precauciones que se deben tener en cuenta para su correcto manejo, así como de algunas técnicas comunes de uso en el laboratorio.

NORMAS DE SEGURIDAD

1- Trabajar cuidadosamente para evitar accidentes que además pueden lesionar a sus compañeros. Avisar inmediatamente al profesor cualquier percance que le ocurra, por pequeño que sea.2- El alumno deberá inspeccionar en que sitios del laboratorio se encuentran : 2.1 Los extinguidores. 2.2 El botiquín de emergencia. 2.3 Las puertas de salida.3- Experimentos que no estén en el manual del laboratorio nunca podrán efectuarse sin la aprobación y consentimiento del profesor. Seguir las direcciones cuidadosamente y leer las etiquetas de cada frasco para asegurarse de tomar el correcto, y usar estrictamente la cantidad pedida.4- Todas las operaciones en que se desprenden humos o escapen gases deben hacerse en las vitrinas destinadas para ese efecto.5- Para reconocer olores de las sustancias coloque la boca del frasco lejos de su cara y abanique con su mano el olor.6- Nunca inhale fuertemente los olores.7- Jamás observe por encima un tubo de ensayo o un vaso en el que se este efectuando una reacción porque el contenido podría salpicarle los ojos.8- Nunca dirija hacia sus compañeros un tubo de ensayo que este calentándose o en el que se esté efectuando una reacción.9- Nunca caliente un líquido en un recipiente cerrado.10-Utilice la pera para transvasar líquidos, no succione con la boca.11- Por ningún motivo saboree las sustancias químicas.12- Cuando por accidente una sustancia química llega a su boca, enjuáguese con abundancia de agua. Si algún material corrosivo le afecta las manos o la ropa aplique también agua.13- Si algo le cae en los ojos, lávese al instante con abundante agua.

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14- En caso de una quemadura, enjuague el área quemada con agua fría y luego aplique una crema apropiada.15- En caso de cortadura pida ayuda al profesor o al monitor.16- En caso de incendio proceda a cerrar las llaves del gas y no trate de dominar el fuego antes de ponerse a salvo.17- No llegue embriagado al laboratorio.18- Nunca tome, coma o fume en el laboratorio.19- Su mechero puede causar fuegos serios, por lo tanto no debe estar prendido sino solamente en el momento de ser usado.20- Guarde su área de trabajo siempre limpia y seca, aleje sus objetos personales pues ellos interfieren con su trabajo y pueden ser dañados.21- Si Ud. derrama líquidos limpie inmediatamente.22- Al final del trabajo, regrese los implementos usados al almacén perfectamente lavados. 23- Lave sus manos SIEMPRE antes de salir del laboratorio.24- Nunca coloque sustancias directamente sobre los platillos de la balanza. Use los vidrios de reloj, pesa-sustancias o beakers.25- Cuando se inflame una sustancia líquida contenida en un vaso o cápsula, tape la boca de éstos con un vidrio de reloj o malla de asbesto, para impedir la entrada de aire, con la cual se extingue el fuego.26- En los trabajos con sustancia explosivas, inflamables y venenosas se debe manejar la mínima cantidad posible.27- Los residuos de SODIO y POTASIO se destruyen con alcohol jamás se deben tirar a la caneca o a las cañerías de desagüe.28- Todos los residuos sólidos tales como papeles de filtro pedazos de vidrio puntillas, fósforos, deben llevarse a las canecas.29- Las sustancias solubles en agua se pueden botar en los vertederos, previamente diluidas. EL ÁCIDO NÍTRICO corroe las tuberías y por lo tanto no se deben arrojar en ellas. Todo desperdicio de ácidos concentrados debe verterse en las canecas de arena.30- Nunca agregue agua al ácido. Diluya éste adicionándolo lentamente al agua con constante agitación.31- Las bases fuertes también deben diluirse de igual forma.32- Nunca una ácido concentrado con una base fuerte.33- Siempre use la pipeta enjuáguela antes de introducirla en otra solución: haga lo mismo con la espátula después de usarla.34- Evite el pánico cuando ocurra una anomalía.35- Una vez termine su práctica, cerciórese de que los registros del agua y del gas estén bien cerrados y los aparatos eléctricos desconectados.36.- Acostúmbrese al uso de las gafas de seguridad, lo mismo que los guantes especiales y la bata para laboratorio. 37.- Para cada experimento a realizar el alumno, deberá informarse de las medidas de seguridad, sobre el manejo y la toxicidad de los reactivos, así como las recomendaciones específicas para su realización38.- Los remanentes de reactivos utilizados no deben regresarse a los envases originales, y deben manejarse con pipetas y espátulas limpias y secas.

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39.- Un accidente (por pequeño que sea) debe comunicarse de inmediato al profesor responsable en el laboratorio.40.- La gran mayoría de los disolventes orgánicos son volátiles e inflamables y al trabajar con ellos deberá hacerse en lugares ventilados y nunca cerca de una llama. Los recipientes que los contienen deben mantenerse cerrados, en lugares frescos y secos.41.- Queda prohibida la visita de personas ajenas a la práctica que se realiza.42.- Cualquier quemadura con ácido, base o fuego, requiere que se ponga la parte afectada bajo el chorro de agua fría durante 15 minutos.

MATERIALES.-

Todos los de uso en el laboratorio.

PROCEDIMIENTO.-

El profesor mostrará el equipo utilizado en el laboratorio y cada estudiante debe anotar el nombre del implemento, su uso, características importantes y hacer el esquema.

Hablará también de las técnicas más usadas en el laboratorio tales como:

Manejo de reactivosFiltraciónDecantaciónCentrifugaciónEvaporaciónSeparación de líquidos no miscibles,etc.

INVESTIGACION.-

Cuáles son los componentes del material de vidrio corriente?

Qué composición debe tener el vidrio especial que se utiliza en el material calentable del laboratorio?

Qué tipos de filtración existen?En la industria en qué casos se utiliza la evaporación, la centrifugación y la destilación?

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PRACTICA No.- 2

PUNTO DE FUSION Y DE EBULLICIONDENSIDAD Y PROPIEDADES ELECTROLITICAS DE LAS SOLUCIONES

ACUOSAS

INDICADOR DE LOGROS.-

Determina el punto de fusión y de ebullición de diferentes sustancias y establece su uso.

Aprende a determinar las densidades de los líquidos y de los sólidos.

Reconoce no electrolitos, electrolitos fuertes y electrolitos débiles.

MARCO TEÓRICO.-

El punto de fusión de una sustancia es la temperatura a la cual sus fases sólidas y líquidas coexisten en equilibrio.

El punto de fusión de un sólido es el mismo que el punto de congelación de su líquido. Es la temperatura a la cual la velocidad de fusión de un sólido es la misma que la velocidad de congelación de su líquido a una presión determinada.

El punto de fusión normal de una sustancia es su punto de fusión a una atmósfera de presión. Los cambios en la presión tienen efectos muy pequeños sobre los puntos de fusión; tienen efectos grandes sobre los puntos de ebullición

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual con la presión externa.

El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es exactamente igual a una atmósfera ( 760 torr).

La densidad de una sustancia se define como la relación entre la masa y el volumen, esto puede escribirse como:

d = m / V

Las unidades dependen de las usadas en la masa y el volumen.

En el laboratorio la masa se mide en gramos y el volumen en centímetros cúbicos o mililítros, por lo tanto la densidad sería en g / mL o g /cc.

Los solutos que son solubles en agua pueden clasificarse como electrolitos o no electrolitos. Electrolitos son las sustancias cuyas disoluciones acuosas conducen

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la corriente eléctrica. Los electrolitos fuertes son sustancias que conducen bien la electricidad en disoluciones acuosas diluidas. Los electrolitos débiles conducen la electricidad muy poco en disoluciones acuosas diluidas. Las disoluciones acuosas de no electrolitos no conducen la electricidad.

La corriente eléctrica se conduce a través de la disolución acuosa por el movimiento de los iones. La fuerza de un electrolito depende del número de iones en disolución y también de las cargas de estos iones.

La disociación se refiere al proceso en el que un compuesto iónico sólido, como el NaCl, se separa en sus iones en disolución:

NaCl H2O Na+ + Cl-

La ionización se refiere al proceso en el que un compuesto molecular se separa formando iones en disolución:

HCl H2O H+ + Cl-

Soluto es la fase disuelta de una disolución.

MATERIALES Y REACTIVOS.-

1 soporte universal 1 picnómetro3 vasos de precipitados de 250ml 1 nuez1 pipeta de 10 ml 1 tubo de Thiele1 vidrio de reloj 1 pinza para bureta1 probeta de 100 ml 1 mortero1balanza 1 malla 1tubo de hemólisis 1 pinza para balón1 espátula 4 tubos capilaresAceite mineral NaftalenoTolueno Cromato de potasioalambre de cobre Acido acético1 agitador AzúcarAgua destilada1 montaje para electrolitos

PROCEDIMIENTO.-

En un tubo capilar cerrado en un extremo, introduzca el naftaleno finamente dividido.

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Sujételo firmemente con el alambre de cobre al bulbo del termómetro.

Llene el tubo de Thiele con aceite mineral hasta la mitad.

Coloque el conjunto, termómetro-capilar, dentro del baño de aceite, teniendo la precaución de que éste no cubra el capilar. (ver figura)

Inicie el calentamiento suave por el codo del tubo y observe cuando el sólido comience a fundirse. Tome nota de ésta temperatura.

Deje enfriar el aceite y repita todo el procedimiento anterior con una nueva muestra sólida.

Coloque el Tolueno dentro del tubo de hemólisis, introduzca el capilar de tal forma que la parte abierta quede en el fondo del tubo de hemólisis; sujete el tubo al termómetro e introduzca éste conjunto en el baño de aceite (previamente enfriado).

Caliente suavemente por el codo el tubo de Thiele hasta uqe se desprenda un rosario de burbujas por el capilar. Suspenda el calentamiento y determine el punto de ebullición de la muestra a la presión ambiente el cual corresponde a la temperatura a la cual sale la última burbuja del tubo capilar.

Repita el procedimiento anterior con otra muestra, pero de la misma sustancia, promedie los datos obtenidos.

10-Pese el picnómetro vacío, luego llénelo totalmente con agua, vuélvalo a pesar. Calcule la densidad del agua por éste método.

11-Por el método anterior calcule la densidad de los líquidos problema dados por el profesor.

12-Pese un sólido. Mida 50 ml de agua en su probeta. Coloque el sólido dentro de la probeta y mida el aumento en volumen que experimenta el agua. A qué corresponde la densidad del sólido?

13Tome los tres vasos de precipitados y adicione en cada uno de ellos 150 ml de Agua destilada. Luego disuelva en el primero 1 cucharadita de azúcar, en el Segundo 2 ml de ácido acético y el tercero 0.5 gramos de cromato de potasio. Agite bien hasta disolución completa. Sumerja en el primer vaso el montaje para Electrolitos, conecte a la fuente y observe. Haga exactamente lo mismo con cada uno de los otros dos vasos. Observe los resultados y concluya.

NOTA: El tubo de Thiele no debe ser lavado con agua.

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CUESTIONARIO.-

Para que se utilizan el punto de ebullición y de fusión?

Cómo se hace la corrección del punto de ebullición y de fusión a condiciones normales?

¿Qué es ebulloscopía y crioscopía?

¿Qué es una mezcla frigorífica?

¿Qué es una sublimación y para qué se utiliza?

6- Explique qué tipo de propiedad es la densidad. Qué es gravedad específica.

7- ¿Qué es un areómetro y para que se usa?

8- ¿Qué son iones? Cómo se llaman los iones cargados positivamente y los Cargados negativamente?

¿Cuál es el papel de los iones en la solución acuosa?

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EXPERIMENTO N. 3

ELEMENTOS DEL GRUPO I A Y II A

INDICADOR DE LOGRO

Diferencia los elementos alcalinos y alcalinoterreos utilizando sus propiedades físicas y químicas.

TEORIA.-

Son los metales alcalinos: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. La estructura electrónica de valencia es ns1, siendo n igual a 2, 3, 4, 5, 6 y 7 o sea, el número del período que empieza el metal alcalino. Son los elementos más electropositivos al tener sus átomos la máxima tendencia en perder electrones, esto es, el electrón en exceso respecto al elemento inerte que le antecede y en el que termina el período precedente de la tabla periódica. Los cationes que resultan son muy estables y se reducen con gran dificultad.

Los metales son blandos y de color blanco argentino. Todos los metales alcalinos se combinan con el hidrógeno para formar hidruros y reaccionan vigorosamente con el agua para formar hidróxidos solubles, muy alcalinos.

Estos elementos no se encuentran libres en la naturaleza, pero sí en forma abundante en numerosos compuestos.

Metales Alcalinoterreos

Se conocen con el nombre de metales alcalinotérreos los seis elementos que forman el grupo IIA del sisitema periodico: berilio,magnesio,calcio,estroncio,bario y radio. Son divalentes y se les llama alcalinoterreos a causa del aspecto terreo de sus oxidos. Como el nombre indica, manifiestan propiedades intermedias entre los metales alcalinos y los terreos; el magnesio y, sobre todo, el berilio son los que mas se asemejan a estos. No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos. Los metales son dificiles de obtener, por lo que su empleo es muy restringido. Descomponen el agua en frio, dando un hidróxido basico y desprendiendo hidrógeno al mismo tiempo:

Ca + 2H2 --> Ca(OH)2 + H2

Los oxidos que forman son menos solubles en el agua que los alcalis. Los carbonatos y los fosfatos son insolubles. Los sulfatos son poco o nada solubles. En cambio, los cloruros, bromuros, yoduros y nitratos se disuelven fácilmente.

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PARTE EXPERIMENTAL.-

Material Reactivo

Cápsula de porcelana Solución de fenolftaleínaPinza para crisol SodioGradilla para tubos de ensayo Litio4 tubos de ensayo PotasioPapel indicador Cinta de magnesioAgua destilada Oxido de calcio1 asa de platino Solución de cloruro de sodioPapel de filtro Solución de cloruro de litioVidrio de reloj Solución de cloruro de potasio

PRACTICA.-

1. Saque con las pinzas un pedacito de sodio metálico de un tamaño aproximado al de una cabeza de fósforo, (si fuese más grande resultaría muy peligroso) del frasco con kerosene en que se guarda. Colóquelo sobre papel de filtro y hágale un corte con un cuchillo. Observe un instante la superficie recién cortada. Qué sucedió?

2. Corte un pedacito de metal, de un tamaño aproximado al de una cabeza de fósforo y arrójelo en una cápsula de porcelana con agua. Cubra la cápsula con un vidrio de reloj. Observe la enérgica reacción que se sucede. Añádale ahora una gota de fenolftaleína. Qué fenómeno se observa y porqué?

Escriba la ecuación de la reacción del sodio con el agua.

3. Haga un experimento análogo con potasio metálico. Cuál, entre el sodio y el potasio, presenta mayor actividad? Porqué?

4. Tome una porción de sodio metálico e introdúzcalo en una cápsula de porcelana que contiene alcohol etílico y observe.

Escriba la reacción.

Observa alguna diferencia con las reacciones anteriores?

5. Tome una gradilla y coloque tres tubos de ensayo con 2 ml. de soluciones de cloruro de litio, cloruro de sodio y cloruro de potasio y con asa de platino impregne de cada una de estas soluciones por separado, introduzca en el cono exterior de la llama del mechero el alambre mojado en la solución del cloruro de litio. Qué coloración se observa?

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Limpie bien el alambre y repita la experiencia con el cloruro de potasio. Qué color se observa ahora?

Repita con el sodio, pero teniendo la precaución de que el asa de platino esté bien limpia. Qué color ve?

6. Tome una cinta de magnesio de aproximadamente 3 cm de longuitud con las pinzas y coloquela en la llama hasta que el magnesio prenda.Dejelo consumir en su totalidad y las cenizas blancas que quedan coloquelas en una capsula con agua.Agregue una gota de fenolftaleina y observe el color.

7. Tome un poco de oxido de calcio y coloquelo en una capsula con agua. Agreguele una gota de fenolftaleina y observe. PREGUNTAS.-

1. Indique el orden de actividad de los elementos alcalinos y alcalinoterreos.

2. Cómo se podría generalizar la reacción de un elemento metálico alcalino con el agua?

3. En qué consiste el método de Downs para la obtención del sodio, explique y esquematice la célula o cuba Downs.

4. Qué industrias nacionales producen cloruro de sodio?

5. Generalice la reacción de los metales alcalinotérreos.

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EXPERIMENTO No. 4

REACCIONES QUIMICAS

INDICADOR DE LOGRO

Realiza, analiza y clasifica diferentes reacciones químicas que permiten comprobar las leyes que rigen las transformaciones químicas

MARCO TEORICO.-

Las REACCIONES QUIMICAS tienen lugar cuando las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad; una o más sustancias se consumen mientras se forman otras sustancias. Alas sustancias presentes al inicio de una reacción, es decir, los materiales de partida, se les llama REACTIVOS, y las sustancias que produce la reacción se conocen como PRODUCTOS.

Las ecuaciones químicas se emplean para representar, mediante símbolos, lo que sucede durante la reacción.

La mayor parte de las reacciones químicas pueden ubicarse en una o más de las seis categorías siguientes:

REACCIONES DE COMBUSTION. Durante la combustión, los compuestos que contienen carbono, hidrógeno y a veces oxígeno, arden en el aire (consumiendo oxígeno) y producen dióxido de carbono y agua.

REACCIONES DE COMBINACION (SINTESIS). Cuando un elemento reacciona o se combina con otro para producir un compuesto, se puede decir que se ha sintetizado una nueva sustancia. Se les puede representar de manera general así:

A + B AB

3. REACCIONES DE DESCOMPOSICION. Una reacción de descomposición es aquella en la que un compuesto único, simbolizado como AB, se descompone en dos o más sustancias sencillas. Este tipo de reacción se puede representar así:

AB A + B

4. REACCIONES DE SUSTITUCION UNICA. En éste tipo de reacción un elemento simbolizado como A, reacciona con un compuesto BC, ocupando el lugar de uno de los componentes del compuesto. Se puede representar así:

A + BC AC + B

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5. REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCION. En estas reacciones se puede pensar en dos compuestos, AB y CD, y producen dos compuestos distintos AD y CB.

AB + CD AD + CB

6. FORMACION DE COMPLEJOS. El método más frecuente empleado para la síntesis de complejos metálicos es el de las reacciones de sustitución en disolución acuosa. Este método consiste en la reacción entre una sal de un metal en disolución acuosa y un agente coordinador.

Las moléculas o iones que rodean al metal en un ion complejo se denominan ligantes ó ligandos.

MATERIALES Y REACTIVOS.-

Pinzas para crisolVaso de precipitados de 100ml y 250 ml6 tubos de ensayo2 pinzas para bureta 1termómetro 1 pila de 9 voltiosCinta de magnesioFenolftaleinaCloruro de sodioNitrato de sodio 0.1 MHidróxido de Amonio concentradoNitrato de plomo 0.1 NYoduro de potasio 0.1 MHidróxido de sodio 0.02 NAcido sulfúrico 0.02 NLeche 1 caja pequeña (la deben traer los estudiantes)Acido sulfúrico concentrado Cloruro de AmonioSulfato de cobre 0.1 N Acido clorhídrico 0.1 N

PROCEDIMIENTO.-

a) Tomar 3 cm. De cinta de magnesio con una pinza, colocarla a la llama hasta ignición (no observar directamente a la llama). Recoger el residuo en un vaso de precipitados.b)Tomar el residuo y agregarle 5 ml de agua y una gotas de fenolftaleína.

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Llenar completamente 2 tubos de ensayo con agua e introducirlos invertidos en el vaso de 250 ml. lleno hasta la mitad con agua salada (solución de cloruro de sodio), de tal forma que no queden burbujas dentro de los tubos. Conectamos un cable a cada polo de la pila y el otro extremo lo introducimos en la parte inferior del tubo, observar y sacar conclusiones. (ver diagrama adjunto).

En un tubo de ensayo coloque 2 ml de ácido clorhídrico 0.1N y agregue 1 cm. De cinta de magnesio. Observe el resultado.

a) Coloque en un tubo de ensayo 1 ml. de Nitrato de sodio 0.1M y agregue 1 ml. de hidróxidp de amonio concentrado. Observe y concluya.

b) Adicione en un tubo de ensayo 1 ml. de nitrato de plomo 0.1N y añada gota a gota yoduro de potasio 0.1M, calentar hasta una visible desaparion del color amarillo, e inmediatamente enfríe. Observe lo ocurrido.

Tome 1 ml. de hidróxido de sodio 0.02N y agregue fenolftaleína. Gota a gota adicione Acido sulfúrico 0.02N. Observe lo ocurrido y concluya.

a) Tome 10 ml de leche fría y adicione gota a gota ácido sulfúrico concentrado. Tome la temperatura antes y después de la reacción.

b) En un tubo de ensayo tome 5 ml. de agua, agregue unos cristales de cloruro de amonio y agite bien. Tome la temperatura antes y después de la reacción.

Llene hasta la mitad un tubo de ensayo con una solución de sulfato de cobre 0.1N y añada lentamente y por las paredes del tubo hidróxido de amonio concentrado. Sin agitar observe lo ocurrido.

INVESTIGACION.-

Escriba las ecuaciones balanceadas e identifique a qué tipo de reacción pertenece cada una de las realizadas en la práctica.

Qué es un indicador, cómo y para qué se utiliza? De 5 ejemplos.

Qué es un ion complejo? De ejemplos.

Qué son reacciones exotérmicas y endotérmicas?

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EXPERIMENTO N.- 5

REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

INDICADOR DE LOGRO

Realiza e interpreta reacciones redox que permitan distinguir el agente oxidante y el agente reductor.

Aplica los métodos de balanceo de ecuaciones redox.

MARCO TEORICO.-

Las reacciones de oxidación-reducción, ó reacciones redox se consideran como reacciones de transferencia de electrones.

Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso.

Considérese, por ejemplo, la formación de oxido de calcio (CaO) a partir de calcio y oxígeno:

2Ca(s) + O2 (g) 2CaO(s)

El óxido de calcio es un compuesto iónico formado por iones Ca+2 y O-2. En esta reacción, dos átomos de calcio ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de oxígeno (en el O2 ). Por conveniencia, éste proceso se visualiza como dos etapas; una implica la pérdida de cuatro electrones en los dos átomos de calcio, y la otra la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de oxígeno.

2Ca Ca+2 + 4e-

O2 +4e- 2 O-2.

La suma de las semireacciones produce la reacción global:

2Ca + O2 + 4e- 2Ca+2 + 2 O-2. + 4e-

Cancelando los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación queda: 2Ca + O2 2Ca+2 + 2 O-2.

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Por último los iones Ca+2 y O-2. se combinan para formar CaO.

Ca+2 + O-2. CaO

La reacción de oxidación implica la pérdida de electrones, siendo el elemento que los pierde el agente reductor.

La reacción de reducción implica una ganancia de electrones, siendo el elemento que lo gana el agente oxidante.La oxidación y la reducción se presentan siempre simultáneamente y el número total de electrones perdidos en la oxidación, debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.

MATERIAL Y REACTIVOS.-

6 Tubos de ensayo1 Gradilla1 Pipeta de 5 ml2 Beakers de 100 ml1 Caja petri1 Pila de 9 voltios (1 por grupo traída por los alumnos)Sulfato ferroso 0.1NPeróxido de hidrógeno al 30%Alambre de cobreAcido nítrico concentradoDicromato de potasio 0.1NAcido sulfúrico 0.5NNitrato de plata 0.01NAlambre de hierro (alambre dulce)Sulfato de cobre 0.1N Cloruro férrico al 2%Yoduro de potasio 0.5N

PROCEDIMIENTO.-

En las siguientes reacciones observe atentamente y escriba los cambios ocurridos:

1.- A 3 ml se solución acuosa de sulfato ferroso 0.1N, añada unas gotas de peróxido de hidrógeno al 30%.

2.- Agregue a 0.5 gramos de alambre de cobre 3 ml de ácido nítrico concentrado (cerca al extractor)

3.- En un tubo de ensayo coloque 2ml de dicromato de potasio 0.1N , adicione 1 ml de ácido sulfúrico 0.5N y unas gotas de peróxido de hidrógeno.

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4.- Colocar en un beaker de 100 ml, 50 ml de nitrato de plata 0.01N y coloque un alambre de cobre dentro de la solución. Dejar en reposo sin agitar y observar.

5.- Realizar la misma experiencia anterior utilizando sulfato de cobre 0.1N y alambre de hierro.

6.- En un tubo de ensayo coloque 2 ml de cloruro férrico al 2% , agregue 1 ml de ácido sulfúrico 0.5N y una granalla de Zn.

7- En una caja Petri agregue una solución de yoduro de potasio 0.5N que cubra toda la superficie de la caja. Utilizando dos cables introducir cada uno de ellos en la solución y el otro extremo de cada cable a cada uno de los polos de la pila. Observe y concluya.

INVESTIGACION.-

1.- Escriba las ecuaciones de todas las reacciones efectuadas en la práctica, indicando cuál es el agente oxidante y cual es el reductor. Las ecuaciones deben estar balanceadas.

2.- Porqué los metales siempre actúan como agentes reductores en reacciones de combinación?

3.- Qué son reacciones espontáneas e inducidas?

PRACTICA No. 6

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ESTEQUIOMETRIA

INDICADOR DE LOGRO

Aplica y comprueba mediante reacciones químicas experimentales los cálculos químicos utilizados en la estequiometría.

Determina el reactivo límite (reactivo que se consume por completo) en una reacción por medio de la relación entre mol y coeficiente en una reacción química.

Determina si el porcentaje de pureza de los reactivos influye y en que proporción en los productos obtenidos de las reacciones químicas.

MARCO TEORICO.-

La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y de productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética,

A + B C + DSurgen preguntas como: cuánto se necesita de A para que reacciona con x gramos de B?, cuánto se producirá de C en la reacción de A con x gramos de B?, cuánto se producirá de D con x gramos de A?

Las cantidades químicas es decir, el cuánto, de las preguntas anteriores puede medirse de las siguientes maneras. Los sólidos generalmente se miden en gramos, los líquidos en mililitros y los gases en litros. Todas estas unidades de cantidad se pueden expresar en otra unidad, el MOL.

Otro concepto importante es el de la ecuación química ya que ésta proporciona una descripción clara, concisa y cualitativa de una reacción química. Además tiene también un significado cuantitativo, es decir, hay una relación como se dijo anteriormente entre las cantidades de los reaccionantes y las cantidades de los productos que se pueden obtener directamente de una ecuación correctamente balanceada.

Por ejemplo: FeS + O2 Fe2O3 + SO2 (Ecuación fundamental)

4 FeS + 7O2 2 Fe2O3 + 4 SO2 (Ecuación balanceada)

De la ecuación balanceada podemos obtener resultados cuantitativos con respecto a: - Fórmula para cada reactivo y para cada producto.- Cantidad de reactivos que se usan y productos que se obtienen- El número de moléculas de cada reactivo que se usa y de productos formados.- Número relativo de átomos para cada elemento en reacción.

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- Número relativo de las masas moleculares de los reactivos y los productos.- Número relativo de moles de cada sustancia que reacciona o se produce.

MATERIALES Y REACTIVOS.-

2 vasos de precipitado 1 vidrio de reloj1 espátula2 agitadores1 balanza 1 frasco lavados1 embudo de porcelana1 trampa de vacíoAgua destiladaNitrato de plomoYoduro de potasio

PROCEDIMENTO.-

La práctica consiste, en la preparación del yoduro de plomo, al mezclar una solución de Nitrato de plomo con una de yoduro de potasio

Pesar en un vidrio de reloj aproximadamente 1gramo de yoduro de potasio y pasarlo a un vaso de precipitado lo mas limpio posible; de acuerdo con éste peso calcule la cantidad e moles a emplearse, luego calcule la cantidad de moles de Nitrato de plomo que se deben emplear y páselas a gramos.

Pesar los gramos de yoduro de plomo obtenidos de los cálculos anteriores y transfiéralos a otro vaso de precipitado, agregue a cada vaso20 ml de agua destilada, disuelva completamente agitando y si es necesario agregue mas agua.

Pasar las dos soluciones a un baño María hasta obtener una completa disolución de los dos reactivos. Mantenga la solución de Nitrato de plomo en el baño de agua y a ésta agregue la solución de yoduro de plomo. Enjuague muy bien el vaso con agua destilada procurando pasar cualquier residuo del yoduro, agitar muy bien y dejar el producto obtenido en el baño por unos 10 minutos.

Pasado éste tiempo pesar muy bien un papel de filtro y proceder a filtrar al vacío ( investigar qué es y cómo se hace una filtración al vacío) lavar varias veces con agua destilada, estos lavados son de gran importancia(¿porqué?).

Retirar con mucho cuidado el papel de filtro con el producto y secar a una temperatura de 110 grados centígrados en la estufa por espacio de una hora aproximadamente. Dejar enfriar y pesar el papel con el yoduro de plomo, calcular el rendimiento teórico y el porcentaje de rendimiento experimental.

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CUESTIONARIO.-

1- Porqué es necesaria la masa del papel de filtro?

2- Porqué la masa del yoduro de plomo es mayor que la masa inicial del nitrato de plomo?

3- Podrían 10 ml. de nitrato deplomo 0.5M ser suficientes para precipitar el yoduro en 0.850 gramos de yoduro de plomo? Muestre los cálculos y explique.

PRACTICA No.- 7

ELECTROQUIMICA

INDICADOR DE LOGRO

Realiza y explica los conceptos utilizados en un proceso de recubrimiento electrolítico.

Reconoce las semireacciones de oxidación y reducción y distingue en qué electrodo ocurre cada una.

MARCO TEORICO.-

La electroquímica se ocupa de los cambios químicos producidos mediante la corriente eléctrica y de la producción de electricidad mediante reacciones químicas. Muchos metales se purifican o se chapean sobre joyas mediante métodos electroquímicos.

Todas las reacciones electroquímicas implican la transferencia de electrones y son por lo tanto reacciones de oxidación-reducción. La oxidación y la reducción están separadas físicamente de modo que la oxidación ocurre en un lugar y la reducción en otro.

En la mayoría de las aplicaciones el sistema reaccionante está contenido en una célula, y por los electrodos entra o sale una corriente eléctrica.

Clasificamos la células electrolíticas en dos tipos:1- Células electrolíticas: son aquellas en las que la energía eléctrica procedente

de alguna fuente externa hace que tenga lugar una reacción química no

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espontánea. Este proceso se denomina electrolisis. Una célula electrolítica consta de un recipiente con el material de reacción y los electrodos inmersos en el material de reacción y conectados a una fuente de corriente continua. A menudo se usan electrodos inertes de modo que no reaccionen.

2- Células voltáicas: son aquellas en las que reacciones químicas espontáneas producen electricidad y la suministran a un circuito externo.

Electrodos: Son superficies sibre las que tienen lugar las semireacciones de oxidación y reducción.Cátodo: Se define como el electrodo en el que tiene lugar la reducción a medida que los electrones son captados por alguna especie.

Anodo: Es el electrodo en el que tiene lugar la oxidación a medida que se pierden electrones por alguna especies.

MATERIALES Y REACTIVOS.-

2 vasos de precipitados de 250 ml.1 pila de 9 voltios (estudiantes)2 cables 1 lija de agua (estudiantes)1 plaquita de hierro (estudiantes)Sulfato de cobre 1 MCloruro de niquel 1 MAcido nítrico 1 M

PROCEDIMIENTO.-

En un vaso de precipitados colocar 200 ml aproximadamente de solución de sulfato de cobre 1 M e introducir en la solución el ánodo de cobre y como cátodo la pieza que se va a recubrir, tratada previamente con ácido nítrico 1 M y enjuagar con agua,(para eliminar la grasa). La pieza debe lijarse antes del tratamiento con el ácido nítrico . (Ver figura)

Conectar a la pila de 9 voltios (o batería de 12 voltios) por espacio de 15 a 30 minutos aproximadamente.

Después de éste tiempo retirar los electrodos, lavar con agua y sumergirlos en el vaso de precipitados que contiene la solución de cloruro de níquel 1 M por espacio de 15 a 30 minutos.

Lavar la pieza niquelada con abundante agua y secar.

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CUESTIONARIO.-

1- Investigar el proceso industrial de dorado y plateado.

2- Escriba las reacciones que ocurren en el ánodo y en el cátodo

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