practicas n-¦ 03 04 y 05 (1)

UNIVERSIDAD NACIONAL FEDERICO VILLARREALFACULTAD DE MEDICINA HUMANA

PROPIEDADES Nº 03PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS

01. FUNDAMENTO TEORICO

1.1 PROPIEDADES: Las propiedades de una sustancia son sus cualidades o características

propias que hace que se distingan unas de otras

De acuerdo a algunos criterios, las propiedades se clasifican en: Propiedades Físicas Propiedades Generales Propiedades Químicas Propiedades Particulares

1.2 PROPIEDADES GENERALES Son las propiedades que afectan a los diversos estados físicos en que

se encuentran la materia en la naturaleza y son las siguientes: extensión, impenetrabilidad, porosidad, inercia, gravedad.

1.3 PROPIEDADES PARTICULARES Se tiene en cuenta el estado físico de cada sustancia, y son:

Sólidos Líquidos y GasesDureza Fluidez Tenacidad Viscosidad Elasticidad Comprensibilidad Plasticidad ElasticidadMaleabilidad Expansibilidad

1.4 PROPIEDADES FÍSICAS Son las características que pueden ser determinados sin que ocurra ningún

cambio en su composición química. Se dividen en:

1.4.1 Propiedades Físicas Externas: Dependen de la cantidad de materia y entre ellas se tienen las propiedades organolépticas (sabor, olor, color, forma, etc.) y además, la masa, volumen, tamaño, etc.

1.4.2 Propiedades Físicas Internas: No dependen de la cantidad de materia de una sustancia. Ósea no son afectadas apreciablemente por el tamaño de la muestra o por el estado de subdivisión de esta. Ejemplo: Densidad, viscosidad, punto de ebullición, punto de fusión, punto de solidificación, índice de refracción, solubilidad, conductividad eléctrica, etc.

1.5 PROPIEDADES QUÍMICAS: Son las que exhibe la materia cuando experimenta cambios en su

composición, ya sea transformándose en una sustancia nueva por descomposición o por reacción con otras especies. Por ejemplo: descomposición por efecto del calor, reacción con un ácido, combustión, etc.

1.6 CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUIMICOS

1.6.1 Cambios Físicos: son alteraciones que no implican transformación de la composición química de la sustancia, es decir no hay formación de nuevas sustancias. Entre este tipo de cambio se encuentran los de estado físico (evaporación, sublimación, fusión, congelación, etc.) y los cambios de estructura cristalina de un sólido.

1.6.2 Cambios Químicos son las alteraciones que sufren las sustancias para producir nuevas sustancias con propiedades y composición distinta a la original. Se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo: La oxidación del hierro conocida como corrosión es una propiedad química que se representa por.

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Fe(s) + O2 (g) + H2O (l) → 2Fe(OH)2(s).

El Fe (OH)2 puede deshidratarse a óxido de hierro (II), FeO, u oxidarse aún más debido al O2 atmosférico formando Fe(OH)3 y después deshidratarse para formar óxido de hierro, Fe2O3.

Las ecuaciones químicas representan las reacciones químicas que se llevan a cabo al ocurrir un cambio químico, en la actualidad se conocen millones de reacciones por lo que es conveniente clasificarlas en grupos o tipos, estas son:

02. COMPETENCIAS

2.1 Identifica objetivamente las manifestaciones de las diferentes propiedades físicas y químicas de las sustancias debido a la acción del calor o de otros medios físicos y químicos, mostrando interés por hacer un uso adecuado de los mismos.

03. MATERIALES Y REACTIVOS 3.1 Materiales 3.2 Reactivos Soporte universal yodo metálico Trípode cinc metálico Malla metálica c/cerámica H2SO4 diluido Mechero Mármol Pinza de madera CaCO3

Tubos de ensayo H2SO4 conc Termómetro Cinta de magnesio Vaso de precipitado Cera en trocitos Luna de reloj Propanona (Acetona) Gotero Acido acético (vinagre blanco) Cloruro de sodio

04. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 4.1 Identificación de Cambios Físicos 4.1.1 Depositar en un tubo de ensayo 0,1g de yodo metálico. Coger el tubo

con una pinza para tubos y someter el tubo en un baño con agua fría hasta obtener nuevamente cristales

Observa y anota los cambios producidos Justifica dichos cambios

4.1.2 En un tubo de ensayo depositar un trocito de cera; coger con una pinza y someter a calentamiento hasta observar un cambio completo de la sustancia. Seguidamente deja enfriar el tubo.


4.1.3 En una luna de reloj deposite 2 gotas de acetona (o éter), dejar evaporar completamente.


4.2 Identificación de Cambios Químicos 4.2.1 En un tubo de ensayo tome aproximadamente 2 ml de acido

sulfúrico diluido, luego añada una granalla de cinc metálico. Observa y anota los cambios producidos Plantea la ecuación química de la reacción ocurrida

4.2.2 Colocar en un tubo de ensayo un trozo de mármol en el fondo del tubo de ensayo, luego agrega unas 10 a 15 gotas de acido acético diluido. La solución obtenida, someter a calentamiento por unos 5 minutos, hasta casi sequedad.

Observa y anota los cambios producidos Plantea la ecuación química de la reacción ocurrida

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4.2.3 Con una pinza metálica tome una cinta de magnesio metálico y someter a calentamiento en la llama no luminosa del mechero bunsen.


4.2.4 Colocar un 1g de CaCO3 sobre una luna de reloj y agregar sobre esta dos gotas de HCl 6N.


4.3 Identificación de Algunas Reacciones En Los Alimentos.

4.3.1 Pardeamiento Enzimático a) Identifique 4 tubos de ensayo con las letras A, B, C y D; y

coloque en ellos lo siguiente: * Tubo A: Vacío * Tubo B: llenar hasta la mitad con agua corriente. * Tubo C: llenar hasta la mitad con jugo de naranja.

* Tubo D: llenar hasta la mitad con vinagre. b) Pele el trozo de manzana que le suministrará su profesor y corte

cuatro trozos alargados, que quepan en los tubos. c) Aplaste un poco cada pedazo con el dedo y coloque

inmediatamente la fruta en los tubos previamente preparados. d) Después de unos 20 a 30 minutos, examine cada tubo,

observando el aspecto de la fruta. e) Utilizando el tubo A como control, compare la coloración en cada

tubo f) Ordene en forma decreciente los diferentes tubos según la

intensidad de color de la fruta. Explique a que se debe el oscurecimiento de la fruta e

investigue la ecuación general del cambio químico observado

05. CUESTIONARIO: 5.1 Define brevemente: a) Punto de ebullición y Punto de fusión. Enumera algunas

aplicaciones prácticas

5.2 Diga si las siguientes afirmaciones son falsas (F) o verdaderas (V) y fundamente sus razones:

a) Cuando el hielo se funde se produce una reacción química ( )

b) La digestión de los alimentos es una serie de reacciones químicas ( )

c) La niebla se forma del agua como consecuencia de una reacción química ( )

d) El cambio de olor y sabor de la carne expuesta al medio ambiente se debe a reacciones químicas ( )

5.3 Explica las propiedades organolépticas del azúcar

5.4 Establezca diferencias, a través de ejemplos, entre cambios físicos y químicos.

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CaracterísticasCAMBIO

FISICO QUIMICO

5.5 A que se denomina cambios artificiales

ANEXO Clasifica los siguientes casos como cambio físico o químico

Nº CASOSCAMBIO

FISICO QUIMICO01 Quemar un trozo de carbón02 La rotura de una botella de vidrio03 Hacer un batido con leche y frutas.04 Obtención de cobre a partir de óxido de cobre

(II)05 Mezclar mantequilla y azúcar06 La corrosión del hierro07 Respirar08 La desaparición de un perfume cuando el

recipiente está destapado09 La combustión de la gasolina en un motor de

automóvil.10 La maduración de una fruta11 La fusión de la cera de una vela12 La formación de las estalactitas y las

estalagmitas13 La formación del arco iris

PRACTICA No 04REACCIONES QUÍMICAS I

01 INTRODUCCION Reacción química: es todo proceso químico en el cual una o más sustancias

(llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos.

Ecuación Química: Son formas abreviadas de describir las reacciones abreviadamente. Informan acerca de los siguientes aspectos:

Reactivos y productos separados por una flecha

Cantidad de cada uno

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Forma general de una ecuación química

Reactivos → Productos ↓ ↓Sustancias que participan en la reacción Sustancias

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto

http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento

http://es.wikipedia.org/wiki/Sustancia


Ejemplo: Reacción Química: La combustión del gas propano o de cocina implica la reacción entre el propano

y el oxigeno del aire para producir dióxido de carbono y agua

La expresión “reacción entre propano y el oxigeno” significa que estos son los reactivos.

La expresión “para producir dióxido de carbono, agua y calor” indica que estos son los productos; por tanto:

Ecuación Química:

C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O + Δ

El calor no es una sustancia, sino una forma de energía y se representa por Δ

CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS

Generalmente las reacciones químicas y, tanto las ecuaciones que las representan se aprecian en el siguiente cuadro:

Nombre Descripción Representación

Reacción de síntesis o combinación

Elementos o compuestos sencillos se unen para formar un compuesto más complejo.

A+B → BC

Na + O2 → Na2O

Reacción de descomposición

Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos.

AB → A+B2KClO3 → 2KCl + 3O2

Reacción de desplazamiento simple

Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.

C + AB → AC + B Cu + AgCl → Ag + CuCl

Reacción de desplazamiento doble

Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.

AB + CD → BC + AD AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

OBSERVACION: Dentro de las reacciones anteriores podemos observar los siguientes casos:

Reacción exotérmica: C3H8 + O2 → CO2 + H2O + CALOR

Reacción endotérmica: 6CO2 + 6H2O + CALOR → C6H12O6 + 6O2

Reacción irreversible: MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

Reacción reversible: 4 HCl → 2 Cl2 + 2 H2

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Reacción catalítica: H2SO4

C6H6 + HNO3 → C6H5(NO2) + H2O

Reacción de combustión:

☻Completa: CnH2n + 2 + O2 → CO2 + H2O + Calor

☻Incompleta: CnH2n + 2 + O2 → CO + H2O + Calor

02. COMPETENCIAS Reconoce y explica los diferentes tipos de reacciones químicas que se

dan en la naturaleza.

Verifica experimentalmente los cambios que se producen en las sustancias químicas utilizadas, identificando y clasificando según el tipo de reacción a la que corresponde

03. MATERIALES y REACTIVOS:

3.1 Materiales 3.2 ReactivosCápsulas de porcelana Azufre en barraMecheros Bunsen Acetato e plomo (II)Trípode Agua destiladaRejillas c/cerámica Ácido clorhídrico Soportes universales Yoduro de potasioPinzas para soporte Sulfato de cobreBaguetas Granallas de zincTubos de ensayo Sodio metálicoGradillas Fenolftaleína (Indicador)Embudos Anaranjado de metilo (Indicador)Espátulas de metal Nitrato de plomo(II)Cucharilla de combustion Acido oxalicoMatraz de Erlenmeyer Nitrato de plata

Cloruro de sodioClorato de potasioDióxido de manganeso

04 PROCEDIMIENTO: 4.1 Reacción de combinación:

☻ Colocar en una cucharilla de combustión un trozo de azufre y acercarlo al mechero encendido hasta observar la presencia de una llama azulina

Introducir seguidamente la cucharilla de combustión encendida en un matraz de Erlenmeyer que contiene unos 80 ml de agua destilada y tapar rápidamente

Una vez que observe que ya no hay combustión en la cucharilla, retirarla del matraz de Erlenmeyer y mantener tapado el mismo.

Los gases acumulados en el matraz de Erlenmeyer deben ser disueltos en el agua destilada contenida

Terminada esta operación destapar el matraz de Erlenmeyer y extraer dos muestras en dos tubos de ensayo.

Al primer tubo agregar dos gotas de fenolftaleína Al segundo tubo agregar dos gotas de anaranjado de metilo

Observar, describir, y graficar lo ocurrido Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida.

4.2 Reacción de descomposición:

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Colocar en un tubo de ensayo limpio y seco una mezcla de clorato de potasio y dióxido de manganeso.

Armar el equipo tal como lo indica el profesor Colocaren la boca del tubo un trocito de papel Comenzar a calentar suavemente hasta observar algún cambio

Observar, describir, y graficar lo ocurrido Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida.

4.3 Reacción de desplazamiento simple: a) Colocar en tubo de ensayo 5ml de solución de sulfato de cobre al 0.5%,

agregar una granalla de zinc

Observar, describir, y graficar lo ocurrido Escriba la ecuación química de la reacción ocurrida

b) Colocar en un vaso de precipitado 25ml de agua destilada, cubrir con un embudo con el vástago hacia arriba, verifique que el embudo cubra completamente el borde del vaso de precipitación. Luego agregue por el vástago una pequeña cantidad de sodio metálico con la ayuda de una espátula de metal


Agregue unas tres gotas de fenolftaleína al producto obtenido en el punto b

Observar, describir, y graficar lo ocurrido

4.4 Reacción de doble desplazamiento:

a) En un tubo de ensayo colocar 1 ml de solución de NaCl 0,1M y agregar 1 ml de nitrato de plata 0,1M

Observar, describir, y graficar lo ocurrido Escriba la ecuación química de la reacción ocurrid

b) En un tubo de ensayo colocar 1 ml de solución de acetato de plomo (II) 0.1M y agregar 1 ml de yoduro de potasio 0,1M


05. CUESTIONARIO5.1 ¿Escriba 2 ejemplos de c/u de las reacciones de: a) Combinación

b) Descomposición

c) Desplazamiento simple,

d) Desplazamiento doble

e) Redox

5.2 ¿Determine los productos de las siguientes reacciones? a) SO2 + O2 →

b) CaCl2 + H2SO4 →

c) Pb (NO3)2 + NaCl →

d) NaHCO3 + calor →

5.3 Describa con frases y, luego, con una ecuación química la reacción que se produce en el estomago entre los jugos gástricos y una tableta antiácida preparada a base de carbonato de calcio.

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5.4 ¿Cuando se dice que ha sucedido una reacción química? Mencione algunos ejemplos

5.5 ¿Por qué es importante escribir correctamente las formulas y los símbolos de las sustancias al escribir ecuaciones químicas?

5.6 Clasifica las siguientes reacciones según los cambios de energía: (Exotérmico o Endotérmico)

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 + 34.2 Kcal

MgCO3 + calor → MgO + CO2

5.7 Escribe Una ecuación química para los siguientes tipos generales de reacciones de composición o síntesis:

Metal + no metal → compuesto binario

Óxido ácido + H2O → ácido oxácido

5.8 Predice la descomposición de: 2HgO →

NaClO3 →

5.9 Completa cada una de las siguientes ecuaciones: Pb + CaSO4 →

Ca + Ag2SO4 →

K + H2O →

Cl2 + KI →

Li + HCl →

5.10 Indicar los productos siguientes AlPO4 + HI →

Mg(NO3)2 + KOH →

ZnBr2 + Cu3PO4 →

Na2CO3 + BaCl2 →

5.11 Considera estos compuestos en base a los valores de electronegatividad. Decide a qué elemento de cada compuesto deberá asignársele un estado de oxidación positivo y a cuál un estado de oxidación negativo

a. Hidrazina, N2H4

b. Agua, H2O

c. Cloruro de hidrógeno, HCl

d. Cloruro de sodio, NaCl

e. Monóxido de carbono, CO

f. Trifluoruro de iodo, IF3

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PRACTICA Nº 05

REACCIONES QUÍMICAS II

01 INTRODUCCION

Oxidación es la pérdida de electrones o un aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo.

Ejemplo: Cuando el cinc reacciona con el acido clorhídrico, cada átomo de cinc pierde dos electrones y aumenta su numero de oxidación de 0 a +2, por tanto el cinc sufrió oxidación.

0 +1 -1 +2 -1 0 Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2 + H2(g)

Reducción: es la ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo

Zn0 - 2e → Zn+2 (oxidacion)

H+1 + 1e → H0 (reduccion)

2H+1 + 2e → H20

Las reacciones de oxidación y reducción suceden simultáneamente. Toda reacción de oxidación esta acompañada de una reacción de reducción. Estas reacciones se llaman comúnmente reacciones REDOX (reducción-oxidación) .

Términos usados en los procesos de oxidación y reducción

TerminoVariación en el Nº

de OxidaciónCambio en electrones

Oxidación aumenta perdidaReducción disminuye gananciaAgente reductor aumenta pierdeAgente oxidante disminuye ganaSustancia reducida disminuye gana

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Sustancia oxidada aumenta pierde

Estado de Oxidación: Llamado también numero de oxidación, es el numero de electrones desligados de, o atraídos por un átomo en una reacción química. También se puede definir el estado de oxidación como un sistema de contabilidad arbitrariamente elegido que se usa para describir una medida relativa, en lugar de absoluta, de la carga de un compuesto.

Ejercicios

1.- En disolución acuosa y medio ácido del ion permanganato oxida al ion hierro (II) a ion hierro (III). En este proceso el ion permanganato se reduce a ion manganeso (II).

a) Ajustar la correspondiente ecuación iónica por el método del ion-electrón.

b) Calcule la concentración de una disolución de sulfato de hierro(II) , expresada en mol/l , si 10 ml de esta disolución han consumido 22,3 ml de una disolución de permanganato de potasio de concentración 0,02 mol/L

SOLUCION: Pregunta (a) Semirreacción de reducción: MnO4

- +8 H+ + 5ê → Mn2+ + 4H2O

Semirreacción de oxidación: Fe2+ − 1ê → Fe3+

Para igualar el número de electrones intercambiados, se multiplica la segunda semirreacción por 5, y sumando ambas semirreacciones se obtiene la reacción iónica global:

MnO4- + 8 H+ + 5 Fe+2 → Mn+2 + 4 H2O + 5 Fe+3

Pregunta (b) N° moles KMnO4 = N° moles MnO4

− = V● M

0,02 mol = 0,0223Lsol ● ---------------- = 4,46●10−4 moles Lsol

Como un mol de KMnO4 reacciona con cinco moles de FeSO4, resulta

N° moles de FeSO4 = N° de moles de Fe+2 =

= 5 ●4,46 10-4 moles = 2,23●10-3 moles.

Por tanto, la molaridad (M) de la disolución de FeSO4 es:

M = 2,23●10-3 moles/0,01L= 0,223 mol/L

M FeSO4 = 0,223 mol/L

1. Balancear por medio de la media reacción e indique cual es el agente oxidante y cual es el agente reductorBi2O3 + KOH + KClO → KBiO3 + KCl + H2O

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Solución: ☻ Ecuaciones iónicas parciales de: ► Agente reductor +3 +5 Bi2O3 + 3H2O − 4ê → 2BiO3

− + 6H+

► Agente oxidante +1 -1 ClO− + 2H+ + 2ê → Cl− + 2H2O

☻ Como esta en medio alcalino por contener iones OH− por (KOH) se deben eliminar los H+ en cada semirreacción

Bi2O3 + 3H2O − 4ê + 6OH−→ 2BiO3− + 6H+

+ 6OH−

6H2O

► Bi2O3 + 6OH− − 4ê → 2BiO3− + 3H2O

2H2O ClO− + 2H+ + 2OH− + 2ê → Cl− + H2O + 2OH−

► 2(ClO− + H2O + 2ê → Cl− + 2OH−)

Bi2O3 + 6OH− − 4ê → 2BiO3− + 3H2O

2ClO− + 2H2O + 4ê → 2Cl− + 4OH−) _______________________________________________ Bi2O3 + 2ClO− + 2OH− → 2BiO3

− + 2Cl− + H2O

☻ Ecuaciones molecular

Bi2O3 + 2KOH + 2KClO → 2KBiO3 + 2KCl + H2O Rpta

2. Balancear por medio de la media reacción e indique cual es el agente oxidante y cuál es el agente reductor

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2OSolución:

☻ Ecuaciones iónicas parciales de: ► Agente reductor H2O2

-1 − 2ê → O20 + 2H+

► Agente oxidante +7 +2 MnO4 + 8H+ + 5ê → Mn + 4H2O

☻ Igualando el número de electrones ganados y perdidos

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5(H2O2 − 2ê → O2 + 2H+)

2(MnO4 − + 8H+ + 5ê → Mn+2 + 4H2O)

5H2O2 − 10ê → 5O2 + 10H+)

2MnO4− + 16H+ + 10ê → 2Mn+2 + 8H2O)

_______________________________________________ 2MnO4

− + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn+2 + 5O2 + 8H2O

☻ Ecuaciones molecular balanceada

2KMnO4 + 5H2O2 + 6H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O

02. COMPETENCIAS

Reconoce, los estados de oxidación de los diferentes elementos que participan en una reacción química y determina los agentes oxidante y reductor, con un mínimo de errores.

Verifica, cualitativamente en forma experimental los cambios que se producen en las sustancias químicas utilizadas, identificando la sustancia oxidada y reducida, con un mínimo de errores

03. MATERIALES y REACTIVOS:

3.1 Materiales 3.2 ReactivosCápsulas de porcelana CobreMecheros Bunsen Permanganato de potasioTrípode Agua destiladaRejillas c/cerámica Ácido clorhídrico concentradoSoportes universales Yoduro de potasioPinzas para soporte Sulfato de cobre (II)Baguetas Hidróxido de potasioTubos de ensayo Agua oxigenadaGradillas Acido SulfúricoEmbudos Cromato de potasioEspátulas de metal Acido oxálicoCucharilla de combustión Acido nítricoMatraz de Erlenmeyer

04 PROCEDIMIENTO:

4.1 REACCIÓNES EN MEDIO ACIDO

4.1.1 Experiencia Nº 01

En un tubo de ensayo colocar 2 ml de permanganato de potasio (KMnO4) en solución, acidificar con tres gotas de acido sulfúrico 5N y/o acido clorhídrico 5N.

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Seguidamente añade gota a gota peroxido de hidrogeno (H2O2), hasta alcanzar la decoloración completa de la solución


Escriba la ecuación química balanceada de la reacción ocurrida, identificando el Agente oxidante y el agente Reductor


En un tubo de ensayo colocar 2 ml de KMnO4 en solución, acidificar con tres gotas de acido sulfúrico 5N y/o acido clorhídrico 5N.

Seguidamente añade algunos cristales de acido oxálico (H2C2O4) y agita hasta alcanzar la decoloración completa de la solución


Escriba la ecuación química balanceada de la reacción ocurrida identificando el Agente oxidante y el agente Reductor


En un tubo de ensayo introducir un cristal de permanganato de potasio (KMnO4); seguidamente añadir 5 gotas de acido clorhídrico concentrado.

Observa: el desprendimiento de gases verde-amarillento o amarillo verdoso




En un fiola de 100 ml introducir un trozo de cobre metálico; seguidamente añadir 1 ml de acido nítrico concentrado

Observa: la formación de gases tóxicos y el color de la solución




En un tubo colocar 1 ml de cromato de potasio; acidificar co tres gotas de acido sulfúrico 5N y/o acido clorhídrico 5N. Observa el cambio de coloración.

Seguidamente añade 5 gotas de peróxido de hidrogeno (H2O2), y luego agite

Observa: los colores, inicialmente azul y luego verde



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4.2 REACCIÓN EN MEDIO ALCALINO


En un tubo de ensayo colocar 2 ml de permanganato de potasio (KMnO4) en solución, agregar tres gotas de KOH 5N

Seguidamente añade 1 ml de peróxido de hidrogeno (H2O2), y luego agite observando seguidamente el precipitado formado.



4.3 REACCIÓN EN MEDIO NEUTRO


En un tubo de ensayo colocar 2 ml de sulfato de cobre (II) (CuSO4) en solución, y añadir 2 ml de yoduro de potasio (KI). Luego agite observando el precipitado formado.



EJEMPLOS

a) Ecuación Iónica

ClO3─ + 2Cr+3 + 5H20 → Cl─ + 2CrO4

─2 + 10H+

Agente Oxidante: ClO3─

Agente reductor: Cr+3

Medio: Acido

Cloro: 6ē transferidos:

b) Ecuación molecular

KClO3 + 2CrCl3 + 5H20 → KCl + 2H2CrO4 + 6HCl

Ejemplo de colores que presentan las siguientes soluciones

SUSTANCIA COLORFORMULA NOMBRE

K2CrO4 Cromato de potasio Amarillo

KI Ioduro de potasio Incoloro

H2SO4 Acido sulfúrico Incoloro

Cr2(SO4)3 Sulfato de cromo (III) Verde

I2 Iodo Gris

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oscuro

H2O Agua Incoloro

K2SO4 Sulfato de potasio Incoloro

05. CUESTIONARIO 5.1 Define los siguientes términos:

a) Ion

b) Catión

c) Anión

d) Medio acido

e) Medio básico

f) Medio neutro

g) Auto oxidación

h) Ecuación estequiométrica

5.2 Menciona las razones por las cuales se recomienda conservar algunas soluciones valoradas en frascos oscuros

5.3 Existe la posibilidad de que una solución de sulfato de Cobre (II), pueda ser almacenada en un recipiente metálico de cinc o de plata. Justifique su respuesta

5.4 Escriba las ecuaciones químicas del proceso de producción para la obtención del acido sulfúrico; acido clorhídrico; acido nítrico y urea, a nivel industrial, a partir de materias primas y/o insumos

5.5 Tome como referencia los siguientes procesos, los cuales implican diversas reacciones químicas. Luego realice un ensayo para cada caso considerando los cambios químicos del proceso.

a) Crecimiento de las plantas

b) Oxidación del acero

c) Proceso de fermentación de la caña de azúcar o de la uva

d) Combustión del gas natural

e) Procesos de decoloración

5.6 Con base a la información de la rejilla siguiente, responda las preguntas que se formulan a continuación

KClO4 → KCl + O2

O2 ─1 2

Cl Perclorato de Potasio

0

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1

3

4

2

5 6 7


a) ¿A qué sustancia debe colocarse el numero de la casilla 4 como coeficiente para que la ecuación de la casilla 1 se haga estequiométrica?

b) ¿En qué casilla se encuentra el estado de oxidación del elemento que se representa en la casilla 2?

c) ¿En qué casilla se encuentra el elemento oxidado?

d) ¿En qué casilla se encuentra el elemento reducido?

e) ¿A qué elemento pertenece el número de oxidación que aparece en la casilla 3?

PRACTICA No 06SOLUCIONES: PREPARACION

01. INTRODUCCION

a) SOLUCIONES: Mezclas homogéneas (una sola fase) con composiciones variables. Resultan de la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un cambio físico. Una sustancia (soluto) se disuelve en otra (solvente) formando una sola fase. Los componentes pueden separarse utilizando procedimientos físicos.

b) MEZCLAS: Mezclas heterogéneas (más de una fase). Resultan de la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un cambio físico.

c) FASE: Porción de materia con propiedades uniformes. Porción de un sistema separado de los otros por límites físicos.

d) SOLUTO: Componente de una solución que se encuentra en cantidad menor. Es la fase de menor proporción.

e) SOLVENTE: Componente de una solución que se encuentra en cantidad mayor. Es la fase de mayor proporción.

f) SOLUCIÓN ACUOSA: El solvente es el agua. El soluto puede ser un sólido, un líquido o un gas.

g) CONCENTRACIÓN: En química, la concentración de una disolución es la proporción o

relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el disolvente la sustancia que disuelve al soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada es ésta.

Por ejemplo, el alcohol comercial de uso doméstico, generalmente no viene en una presentación pura (100% alcohol), sino que es una disolución de alcohol en agua en cierta proporción, donde el alcohol es el soluto (la sustancia que se disuelve) y el agua es el disolvente (la sustancia que disuelve el soluto).

Cuando la etiqueta del envase dice que este alcohol está al 70% V/V (de concentración) significa que hay un 70% de alcohol, y el resto, el 30%, es agua. El jugo de naranja comercial suele tener una concentración de 60% V/V, lo que indica que el 60%, (el soluto), es jugo de naranja, y el resto, el

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http://es.wikipedia.org/wiki/Porcentaje

http://es.wikipedia.org/wiki/Agua

http://es.wikipedia.org/wiki/Alcohol


http://es.wikipedia.org/wiki/Disolvente

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluto

http://es.wikipedia.org/wiki/Proporci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica


40% (el disolvente), es agua. La tintura de iodo, que en una presentación comercial puede tener una concentración 5% m/m, significa que hay un 5% de iodo, (el soluto), disuelto en un 95% de alcohol, (el disolvente).

h) EXPRESIÓN DE LAS CONCENTRACIONES DE LAS SOLUCIONES: La concentración de una solución se puede expresar en unidades

físicas o químicas

h.1 Unidades Físicas h.1.1 Porcentaje en masa (m/m): Cantidad de gramos de

soluto disuelto en 100 gramos de solución.

h.1.2 Porcentaje en volumen (V/V): Volumen en mililitros de soluto disuelto en 100 mililitros de solución.

h.1.3 Porcentaje masa a volumen (m/V): Cantidad de gramos de soluto disuelto en 100 mililitros de solución.

h.1.4 Partes por millón (ppm): Cantidad de miligramos de soluto disuelto en 1 litro (ó 1 Kg) de solución.

m soluto

ppm = --------------------- ● 1●106

m solución

h.2 Unidades Químicas

h.2.1 Molaridad (M): Cantidad de moles de soluto disuelto en 1 litro de solución. Este concepto de mol se aplica a la molécula de soluto disociada en iones.

h.2.2 Molalidad (m): Cantidad de moles de soluto disuelto en 1 kg de solvente.

h.2.3 Normalidad (N): Cantidad de equivalentes-gramo de soluto disuelto en 1 litro de solución.

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http://es.wikipedia.org/wiki/Iodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Tintura_de_iodo


Equivalente-gramo (# Eq.g) es la cantidad de sustancia que reaccionaría con 1,008 gramos de hidrógeno, es decir, con un átomo-gramo de este elemento.

h.2.4 Fracción molar (Y): Cantidad de moles de soluto o de solvente con respecto al número total de moles de la solución.

Moles de i Yi (fracción molar de i) =

---------------------------------------------- (Moles de i + moles de j +

moles de k + ..)

La suma de: Yi + Yj + Yk +..... = 1

02. COMPETENCIAS Determina la cantidad de soluto y solvente a emplearse en

la preparación de soluciones de diferentes concentraciones, mostrando responsabilidad al preparar las mismas

03. MATERIALES Y REACTIVOS

Nº

Materiales Reactivos

01 Fiolas de 100 ml Cloruro de sodio02 Balanza Hidróxido de sodio.03 Varilla de vidrio Ácido clorhídrico comercial04 Luna de reloj Agua destilada05 Pipetas de 5ml y 10 ml06 Beacker de 250 ml07 Espátula08 Pisceta09 Probetas de 100 ml

04. PROCEDIMIENTO 4.1 Experimento Nº 01: Preparación de una solución %m/m de NaCl Determinar la masa de un vaso limpio y seco. Añadir 80 ml de agua destilada (solvente) Pesar el conjunto y por diferencia calcular la masa del solvente. Pesar en una luna de reloj 2 g de NaCl (soluto) y agregar al

vaso que contiene el solvente. Disolver agitando con la varilla de vidrio Calcular el % m/m de la solución y la fracción molar del soluto y

del solvente

4.2 Experiencia Nº 02: Preparación de 100 ml de solución de NaOH de concentración 15 g/L.

Hacer los cálculos necesarios para determinar la cantidad de sosa a pesar.

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La masa de sosa introducir en un beaker de 250 ml al cual previamente se le ha puesto 50 ml de agua destilada

Usando una varilla de vidrio disolver la sosa y luego con la ayuda de un embudo verter esta solución al matraz aforado o fiola con el que se va a preparar la solución

Se añade, con ayuda del embudo, mas agua destilada, hasta las proximidades del enrase o señal.

Se toma con la pipeta agua destilada, y, con la señal a la altura de los ojos, se enrasa la solución, dejando caer agua, gota a gota, con la pipeta.

Se vierte el contenido del matraz, con ayuda de un embudo seco, en el frasco dispuesto para contener la solución.

Se toma una etiqueta, y se titula “NaOH, 15 g/L Calcúlense la molaridad y normalidad de la disolución

preparada, y, una vez obtenidas, se escriben también en la etiqueta.

Se pega la etiqueta al frasco. Si el tapón del frasco es de vidrio ha de lubricarse con grasa

neutra a fin de que no se encaje en el cuello (Cosa frecuente, sobre todo si la disolución es de sosa, como en este caso)

4.3 Experiencia Nº 03: Preparación de 100 ml de solución de HCl 0,1N, a partir de acido clorhídrico comercial.

Hacer los cálculos necesarios para determinar el volumen de HCl comercial a medirse.

Se añaden los V ml calculados, con ayuda de una pipeta con embolo o con propipeta, sobre el matraz aforado que contiene un fondo de agua destilada. Seguidamente agitar.

Se añade, con ayuda del embudo, mas agua destilada, hasta las proximidades del enrase o señal.

Se toma con la pipeta agua destilada, y, con la señal a la altura de los ojos, se enrasa la solución, dejando caer agua, gota a gota, con la pipeta.

Se vierte el contenido del matraz, con ayuda de un embudo seco, en el frasco dispuesto para contener la solución.

Se toma una etiqueta, y se titula “HCl 0,1N Se pega la etiqueta al frasco. Si el tapón del frasco es de vidrio ha de lubricarse con grasa

neutra a fin de que no se encaje en el cuello (Cosa frecuente, sobre todo si la disolución es de sosa, como en este caso

4.4 Experiencia Nº 04: Preparación de una solución molal (m) de NaCl

Determinar la masa de un vaso de precipitados de 250 ml, limpio y seco.

Agregar al vaso de precipitados, de masa conocida, 95g de agua Pesar en una luna de reloj 5g de NaCl; agregar al vaso y disolver

agitando con una varilla de vidrio. Llevar la solución preparada a una fiola de 100 ml y observar el

volumen en el matraz. Explique lo ocurrido Calcular la moralidad de la solución preparada y la fracción molar

del soluto y del solvente

05. CUESTIONARIO5.1.- Indique el solvente y el soluto en las siguientes soluciones:

a) 80 g de etanol y 40 g de agua Solvente: Soluto:

b) 60 gramos de etanol y 80 g de agua Solvente: Soluto:

c) 80 g de azúcar y 20 g de agua

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Solvente: Soluto:

d) 20 g de sal común y 80 g de agua Solvente: Soluto:

5.2 ¿Cuál es la concentración molar y molal del agua a 4ºC y 1 atm

5.3 ¿Cuantos gramos de MgSO4 deben disolverse en 750 gramos de agua para obtener una solución al 12 %m/m?

5.4 ¿Cuánto gramos de NH4Cl se necesitan para preparar 500 ml de NH4Cl 0,200 M?

5.5 ¿Cuál es la molaridad de una solución, preparada disolviendo 18 gramos de NaOH en agua suficiente para completar 800 ml de solucion?

5.6 ¿Calcular la normalidad de una solución de hidróxido de calcio 1,8M?

5.7 Calcular el número de ml de alcohol etílico que hay en 650 ml de un vino que contiene 12% de alcohol por volumen.

5.8 Calcular la cantidad en gramos de sulfato de calcio que se necesita para preparar 600 ml de una solución 2,5 M.

5.9 Se prepara una solución disolviendo 120 g de urea │CONH2)2│en agua y se completa el volumen hasta 1,5L. La densidad de la solución es 1,03g/ml. Exprese la concentración de la solución como:

a) %m/V b) Molaridad c) %m/m d) Fracción molar de urea

5.10 ¿Qué volumen de un reactivo analítico al 37% m/m de HCl con ρ =1,37 g/ml, debe tomarse para preparar 100 ml de una dilución 0,5M de dicho acido?

5.11 Si se cuenta con 800 ml de alcohol etilico al 30% V/V y se desea aumentarla a 35% V/V. ¿Qué cantidad de alcohol puro habrá que aumentar?. Considere volúmenes aditivos Rpta: 61,5 ml

5.12 Una solución concentrada de H2SO4 de 281molal con respecto a dicho acido, tiene una densidad de 1,84 g/ml a 20ºC. Calcular: a) Normalidad, b) Molaridad; c) Fracción en masa d) Fracción molar

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practicas n-¦ 03 04 y 05 (1)

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