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Título : Guía de Prácticas UNIVERSIDAD DR. RAFAEL BELLOSO CHACÍN FACULTAD DE INGENIERÍA LABORATORIO DE QUÍMICA PRACTICA Nº 2 COMPUESTOS QUÍMICOS Y REACCIONES QUÍMICAS Objetivo
1. Diferenciar los diversos tipos de reacciones químicas 2. Identificar el reactivo limitante en una reacción química 3. Calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción 4. Identificar, en forma visual y cualitativa, la presencia de un metal en una muestra desconocida, basado en el color característico que la muestra desarrolla en la flama de un mechero Bunsen. Equipos y Reactivos a Utilizar 1. Vasos de precipitado 2. Piceta 3. Pipeta graduada de 10 ml 4. Perita de succión 5. Trípode 6. Rejilla metálica 7. Mechero portátil 8. Pinza para vasos de precipitado 9. Soporte universal 10. Soporte para embudos 11. Embudo de filtración 12. Papel de filtro 13. Gradilla 14. Plancha de calentamiento 15. Balanza analítica 16. Algodón 17. Trozos de alambre 18. Sulfato de cobre (II), CuSO 19. Hidróxido de Sodio, NaOH 20. Alcohol Etílico, (C 2 H 5 OH) 21. Sales de diferentes metales
Título : Guía de Prácticas BASE TEORICA Una reacción química es un proceso en el que un conjunto de sustancias en el estado inicial llamados reactivos se transforman en un nuevo conjunto de sustancias en el estado final llamados productos. Es decir, una reacción química no es más que el proceso mediante el cual tiene lugar una transformación química. En muchos casos; sin embargo, no sucede nada cuando se mezclan las sustancias, éstas mantienen su composición original y sus propiedades. Cuando ocurre una reacción química se rompen y se forman nuevos enlaces entre los átomos, de tal manera que en la reorganización se producen nuevas sustancias. Se necesita una evidencia experimental antes de afirmar que ha tenido lugar una reacción. Esta evidencia puede ser un cambio en las propiedades físicas como: Un cambio de color. La formación de un sólido (precipitado) en el seno de una disolución transparente. El desprendimiento de un gas. El desprendido o absorción de calor. Para comprender las ecuaciones químicas se hace necesario conocer algunos símbolos frecuentemente utilizado. SIMBOLOGÍA SIGNIFICADO Δ (^) En presencia de calor (^) Desprendimiento de gas (^) Formación de precipitado (^) En presencia de electricidad
- Reacciona con (^) Produce De la misma manera que utilizamos símbolos para los elementos y las fórmulas para los compuestos, tenemos una notación simbólica o abreviada para representar una reacción química, la ecuación química. En una ecuación química, las fórmulas de los reactivos se escriben en el lado izquierdo de la ecuación y las fórmulas de los productos se escriben en el lado derecho. Los dos lados de una ecuación se conectan mediante una flecha ( ) o un signo igual ( = ). Se dice que los reactivos dan lugar a los productos.
Título : Guía de Prácticas La estequiometria es el campo que estudia las cantidades de sustancias consumidas y producidas en las reacciones químicas. Derivada de la griega “stoicheiron” (elemento) y metro (medida). PESO ATOMICO Y MOLECULARES u.m.a. Se define unidad de masa atómica a la masa exactamente igual a la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo 12 C de carbono. En estas unidades la masa del átomo de hidrógeno -1 es 1.0080 u.m.a. y la de oxígeno es 15.995 u.m.a. Masa atómica promedio o peso atómico: También conocida como peso atómico, es la masa de un átomo, medida de unidades de masa atómica (uma). Mol: Se define como la cantidad de materia que contiene tantos (átomo, moléculas) como el número exacto de átomos en 12 gr de 12 C. El número de átomos en esta cantidad de 12 C es 6,0221367 x 10 23
. Las unidades que pueden ser contadas de esta manera son: Átomos, Iones, moléculas. Este número recibe el nombre especial: Número de Avogrado ≈ 6.02 x 10 23 . 1 átomo gramo de Hidrógeno = 1 mol de átomos H 6,02 x 10 23 átomos 1.008gr H 1 molécula gramo (mol-g) de Hidrógeno = 1 mol de moléculas H 2 6,02 x 10 23 moléculas H 2 2.016gr H 2 Masa molar: Es la masa en gramos de 1 mol de una sustancia; la masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso formula. El peso fórmula es simplemente la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su formula química. Ejemplo: para el Ácido Sulfúrico H 2 SO 4 PM = 2 (Peso At de H) + (Peso AT de S) + 4(Peso At de O) = 2 (1.0 uma) + 32 uma + 4(16.0uma) = 98.0 uma Masa Molar H 2 SO 4 = 98 gr/mol
Título : Guía de Prácticas REACTIVO LIMITANTE En muchas situaciones, un exceso de una o más de las sustancias esta disponible para llevar acabo una reacción química. Un poco de estas sustancias en exceso sobrará al terminar la reacción, la cual se detiene tan pronto como uno de los reactivos se ha consumido en su totalidad. El reactivo limitante, en una reacción química, es el reactivo que tiene la menor reacción en mol o coeficiente. Esta relación se obtiene dividiendo el número de moles del reactivo por el coeficiente de tal especie, como aparece en la ecuación química balanceada. El rendimiento teórico máximo de producto obtenido queda naturalmente determinado por el reactivo que no se usa en exceso (reactivo limite). % de Rendimiento = Valor Experimental (obtenido) x 100 Valor Teórico Ejemplo: Se tienen 10 moles de H 2 y 7 moles de O 2 mediante la combustión de hidrógeno. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 2 moles de H 2 ≈ 1 mol de O 2 , el número de O 2 necesarias para reaccionar con todo el H 2 es: Moles de O 2 = (10 moles de H 2 ) 1mol de O 2 2 moles de H 2 Moles de O 2 = 5 moles de O 2 Se disponen de 7 moles de O 2 al principio de la reacción 7 moles de O 2 - 5 moles de O 2 que reaccionan = 2 mol de O 2 que quedarán cuando todo el H 2 se haya consumido. La sustancia que se consume completamente es el reactivo limitante porque es el que determina o limita la cantidad del producto que se forma. En nuestro ejemplo, el reactivo limitante es el H 2 y el O 2 es el reactivo en exceso. Esto significa que una vez se ha consumido todo el H 2 , la reacción se detiene
Título : Guía de Prácticas PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIENCIA Nº 1: FORMACIÓN DE ÓXIDO DE COBRE (II)
1. Coloque una perita de succión a una pipeta graduada de 10 ml 2. Extraiga 10 ml de la solución de Sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO 4 .5H 2 O) provista por el laboratorio y viértalos en un vaso de precipitado de 150 ml. 3. Lave la pipeta graduada con agua destilada (Piceta) y úsela para extraer 10 ml de la solución de Hidróxido de Sodio (NaOH) provista por el laboratorio. 4. Vierta esta solución de NaOH en el mismo vaso de precipitado para dar inicio a la reacción química donde se formará Hidróxido de cobre (II) más Sulfato de Sodio ¿Qué tipo de cambio en las propiedades físicas le permitió evidenciar que había ocurrido una reacción química?______________________________________
Represente la reacción mediante una ecuación química e indique el tipo de reacción química ocurrida
5. Disponga del trípode, la rejilla metálica y el mechero para realizar el calentamiento. 6. Caliente la solución en el vaso de precipitado por unos segundos ó hasta que observe el cambio que evidencia la conversión del Hidróxido de cobre (II) en Óxido de cobre (II) (CuO) y agua 7. Apague el mechero y deje reposar la solución por 3 minutos ¿Qué tipo de cambio en las propiedades físicas le permitió evidenciar que había ocurrido una reacción química?______________________________________
Represente la reacción mediante una ecuación química e indique el tipo de reacción química ocurrida
Título : Guía de Prácticas
8. Antes de realizar el proceso de filtración, pese en la balanza analítica el papel de filtro limpio y anote la masa del mismo en la tabla anexa. 9. Coloque un soporte para embudos en un soporte universal 10. Coloque un embudo de filtración con su papel de filtro en el soporte para embudos. 11. Vierta poco a poco la solución con el precipitado en el embudo, mientras recoge las aguas en otro vaso de precipitado. Con ayuda de una piceta con agua destilada, lave el interior del vaso donde está la solución para arrastrar todo el precipitado hasta el embudo. 12. Deje reposar hasta que el proceso de filtración se haya completado 13. Tome con ciudado el papel de filtro y desdóblelo. 14. Lleve el papel de filtro hasta la plancha de calentamiento previamente forrada con papel aluminio. Caliente el papel de filtro en la plancha hasta que la muestra de precipitado se seque. 15. Pese en la balanza el papel de filtro con la muestra y por diferencia entre las masas (Papel filtro sin usar y papel filtro con la muestra) determine la masa de CuO que se obtuvo en la reacción. Anote los valores obtenidos en la siguiente tabla. Masa del papel de filtro con la muestra, (g) Masa del papel filtro sin usar , (g) Masa del precitado (CuO), (g) 16. Basado en la reacción general de toda la experiencia y con los gramos usados de cada compuesto (provistos por el laboratorio) balancee la ecuación y determine cuál especie es el reactivo limitante CuSO 4 + NaOH → CuO + H 2 O + Na 2 SO 4 Cálculos: Masa de CuSO 4 .5H 2 O: Masa de NaOH: Δ
Título : Guía de Prácticas EXPERIENCIA Nº 2: IDENTIFICACIÓN DE METALES
1. Sujete una pequeña cantidad de algodón en el extremo del alambre suministrado por el laboratorio. 2. Tomando el alambre por el otro extremo, sumerja el algodón en el tubo de ensayo el cual contiene alcohol etílico. 3. Las muestras de sales a analizar serán provistas en capsulas de petri, las cuales estan enumeradas en la parte inferior. 4. Luego lleve el algodón humedecido sobre una de las sales a analizar y gírelo hasta que quede completamente impregnado. 5. Encienda el mechero portátil y gradúe la cantidad de oxígeno hasta obtener una llama completamente azul. 6. Introduzca el algodón en la llama. Espere unos segundos a que se consuma el alcohol etílico y observe luego cuidadosamente la coloración que toma la llama. Registre sus observaciones en la siguiente tabla. 7. Repita el mismo procedimiento hasta lograr la identificación de las muestras de sales. N° Muestra Color Observado Metal presente 1 2 3 4 5 6 7 8
