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Una investigación experimental sobre la formación de hidróxidos a partir de diferentes elementos químicos. Se exploran los procesos de oxidación y la obtención de compuestos como el hidróxido de sodio, el hidróxido de magnesio y el ácido sulfuroso. Se analizan las reacciones químicas involucradas, las propiedades de los compuestos formados y sus posibles aplicaciones en diversos campos, desde la industria química hasta la farmacéutica. El objetivo es determinar las condiciones óptimas para producir hidróxidos, caracterizar sus propiedades y comprender la cinética de las reacciones, contribuyendo así a la comprensión de los procesos químicos y sus aplicaciones prácticas. El documento también aborda conceptos relacionados con las funciones químicas, los indicadores de ph y la nomenclatura de compuestos inorgánicos.
Tipo: Esquemas y mapas conceptuales
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Grupo 1: Integrantes Diaz Roque Elizabeth Alexandra Gutiérrez Ramírez Emanuel Jeanpierre Vilcas Ortiz Jimena Salinas Martínez Ariana María Vargas Pariona Anderson Villaizán Caucha Fabrizio Heli Docente: Q.F Alvia Saldarriaga Christian
En esta investigación experimentamos la formación de hidróxidos con diferentes elementos lo que es un fenómeno químico fascinante que revela la versatilidad de esta clase de compuestos. Los hidróxidos son compuestos que consisten en la unión de un metal con el grupo hidroxilo (-OH). En este informe breve, exploraremos algunas de las formaciones de hidróxidos más destacadas con diversos elementos, destacando sus propiedades y aplicaciones únicas. Desde el hidróxido de sodio, fundamental en la industria química, hasta el hidróxido de aluminio, empleado en la industria farmacéutica, examinaremos cómo estos compuestos desempeñan un papel esencial en numerosos campos. Nuestro objetivo de este experimento de formación de hidróxidos es determinar las condiciones óptimas para producir hidróxidos de diferentes elementos, caracterizar sus propiedades, calcular el rendimiento de la reacción, explorar aplicaciones potenciales y comprender la cinética de la reacción, contribuyendo a la comprensión de procesos químicos y sus aplicaciones prácticas. En conclusión, las reacciones del hidróxido al unirse con otros elementos son variadas y fundamentales en la química y numerosas aplicaciones industriales y científicas. Estas reacciones pueden dar lugar a la formación de compuestos útiles, cambios en el pH de soluciones, precipitados insolubles y, en algunos casos, liberación de calor o absorción de energía. Comprender y controlar estas reacciones es esencial para aprovechar el potencial de los hidróxidos en diversos campos, desde la síntesis química hasta la purificación de aguas y la fabricación de productos farmacéuticos, lo que contribuye significativamente al avance de la ciencia y la tecnología.
1.Sostener con pinza una parte pequeña de Magnesio y exponerlo a la llama directa del mechero. 2.Recolectar los residuos resultantes en una cápsula de porcelana.
Na2O + H2O -> 2 NaOH
Se pudo observar que la llama de un mechero que puede actuar como fuente térmica y luminosa, al someter al magnesio se formó el óxido de magnesio un sólido gris, luego al ponerlo en el agua obtiene una reacción formando hidróxido de magnesio, Finalmente se mide con una tira de ph dando como resultado neutro.
En el experimento se puede ver como un trozo de sodio se pone en contacto con la calentura del fuego haciendo que se calienta y puede entrar en ignición quemándose dando lugar a una llama naranja. Luego al ponerlo en un beacker con agua destilada se puede ver con la tira reactiva que llega a un número 12 (básico). Finalmente se observa un color fucsia al verter 3 gotas de fenolftaleína.
Al tener contacto el Azufre con el fuego genera un gas llamado Anhídrido Sulfuroso (SO2) lo cual se mezcla con agua destilada formando un Ácido Sulfuroso (H2SO3). Finalmente comprobamos echándole 3 gotas de anaranjado de Metilo y en ello se verá un cambio donde el ácido de hará presente.
Se puede observar cómo se combina agua destilada, hidróxido de sodio, 3 gotas de fenolftaleína también agregarle 3,5 ml de Ácido Clorhídrico junto con el Hidróxido de Sodio para ver cómo reacciona con el fuego hasta que se vaporice. Finalmente, en la vaporización se puede ver como quedan restos de Cloruro de Sodio.
1. Dar nombre a las siguientes fórmulas de óxidos: Li2O, Hg2O, Cl2O5, Al2O3, BaO, SnO Li2O: Óxido de litio Hg2O: Óxido de mercurio (I) Cl2O5: Óxido de cloro (V) Al2O3: Óxido de aluminio BaO: Óxido de bario SnO2: Dióxido de estaño 2. Dar nombre a las siguientes fórmulas de hidruros: HI, SbH3, BeH2, HF, CsH, AsH3, PH3. HI: Ácido yodhídrico SbH3: Trihidruro de antimonio BeH2: Dihidruro de berilio HF: Ácido fluorhídrico CsH: Hidruro de cesio AsH3: Trihidruro de arsénico PH3: Trihidruro de fósforo 3. Formular los siguientes óxidos: óxido de plomo (IV), óxido de mercurio (I), óxido de Estroncio, óxido estannoso, óxido de aluminio, Óxido de níquel (III), óxido férrico, óxido de manganeso (VII). Óxido de plomo (IV): PbO Óxido de mercurio (I): Hg2O Óxido de estroncio: SrO Óxido estannoso: SnO Óxido de aluminio: Al2O Óxido de níquel (III): Ni2O Óxido férrico: Fe2O
8. Formular: Ácido crómico, ácido manganoso, ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido hipocloroso, ácido yódico, ácido carbónico, ácido mangánico, sulfuro de sodio, fosfuro de magnesio, ioduro de hierro (III), bromuro de cobre (I), fosfuro de calcio, ioduro ferroso. Ácido crómico: H2CrO Ácido manganoso: H2MnO Ácido sulfuroso: H2SO Ácido nítrico: HNO Ácido hipocloroso: HClO Ácido yódico: HI Ácido carbónico: H2CO Ácido mangánico: H2MnO Sulfuro de sodio: Na2S Fosfuro de magnesio: Mg3P Ioduro de hierro (III): FeI Bromuro de cobre (I): CuBr Fosfuro de calcio: Ca3P Ioduro ferroso: FeI 9. Formular: Hidróxido de bario, Hidróxido de fierro (III), Hidróxido ferroso, Hidróxido cuproso, Hidróxido crómico, Hidróxido de aluminio, Hidróxido niqueloso, Sulfato de radio, carbonato de magnesio, nitrato de calcio. Hidróxido de bario: Ba (OH) Hidróxido de fierro (III): Fe (OH) Hidróxido ferroso: Fe (OH) Hidróxido cuproso: CuOH Hidróxido crómico: Cr (OH) Hidróxido de aluminio: Al (OH) Hidróxido niqueloso: Ni (OH) Sulfato de radio: RaSO Carbonato de magnesio: MgCO Nitrato de calcio: Ca (NO3)
10. ¿Cuáles son las características de las sales hidratadas y no hidratadas?
Presencia de Agua: Las sales hidratadas contienen una cierta cantidad de agua de hidratación en su estructura cristalina. Esta agua se encuentra fuertemente unida a los iones en la estructura de la sal. Fórmula Química: La fórmula química de una sal hidratada incluye el número de moléculas de agua de hidratación. Por ejemplo, CuSO4·5H2O representa el sulfato de cobre (II) pentahidratado, que contiene cinco moléculas de agua por unidad de sal. Propiedades Físicas: Las sales hidratadas son sólidas cristalinas que pueden liberar agua cuando se calientan. Esto puede dar lugar a un cambio de color o una pérdida de peso visible. Ejemplo: El sulfato de cobre (II) pentahidratado, CuSO4·5H2O, es un ejemplo de una sal hidratada.
Ausencia de Agua: Las sales no hidratadas carecen de agua de hidratación en su estructura cristalina. Son compuestos anhidros, lo que significa que no contienen agua. Fórmula Química: La fórmula química de una sal no hidratada no incluye moléculas de agua. Por ejemplo, NaCl representa el cloruro de sodio, que es una sal no hidratada. Propiedades Físicas: Las sales no hidratadas son sólidos cristalinos secos y no liberan agua cuando se calientan. No experimentan cambios visibles de color o peso debido a la pérdida de agua. Ejemplo: El cloruro de sodio (NaCl) es un ejemplo de una sal no hidratada. La diferencia principal entre las sales hidratadas y no hidratadas es la presencia de agua en su estructura cristalina. Las sales hidratadas contienen agua de hidratación, mientras que las sales no hidratadas no la contienen. El agua de hidratación puede ser eliminada por calentamiento, lo que puede resultar en un cambio de propiedades físicas, como el color y la masa de la sal hidratada.
Indicador Universal: El rango de cambio de color varía según la marca, pero generalmente abarca desde pH 0 hasta pH 14. Suele incluir múltiples colores para diferentes valores de pH. Bromotimol Azul: Amarillo en soluciones ácidas (pH < 6). Verde en soluciones neutras (pH ≈ 6-7) Azul en soluciones alcalinas (pH > 7). Bromocresol Verde: Amarillo en soluciones muy ácidas (pH < 4). Verde en soluciones ligeramente ácidas (pH ≈ 4-5.6). Azul en soluciones alcalinas (pH > 5.6). Litmus: Rojo en soluciones ácidas (pH < 7). Azul en soluciones alcalinas (pH > 7). Tornasol Rojo: Rojo en soluciones ácidas (pH < 5.2). Azul en soluciones alcalinas (pH > 8.8). Tornasol Azul: Rojo en soluciones ácidas (pH < 5.8). Azul en soluciones alcalinas (pH > 8.0). Metilnaranja: Rojo en soluciones ácidas (pH < 3.1). Amarillo en soluciones alcalinas (pH > 4.4).
13. Elabore un mapa conceptual donde se describa los diferentes tipos de sales.
