LABORATORIO 3 20 de mayo del 2011

ECUACIONES Y REACCIONES QUIMICAS

Presentado a:

Ing. Hernán Raúl Castro

Presentado por: Arneys ostén Burgos cód. 1.064.986.976

Liliana Mojica Barrera cód. 33.481.290

Jenny Patricia Mondragón cód. 1.121.831.923

Nelcy orduz Hurtado cód. 1.057.570.242

Leidy Toscano Duarte cód.

Nicolás Higuera Moreno Cód. 1.116.612.079

Tutor virtual: Ing. Milena Alcocer Tocora

Mail; milena.alcocer@unad.edu.co Grupo_110

Universidad nacional abierta y a distancia

Programa de ingeniería industrial

Curso de química general

Informe de Química final Introducción

El presente informe tiene como fin profundizar en los temas de la segunda unidad

del modulo de química general en lo referente a la medición de ácidos, bases y

medición de PH mediante el método experimental.

La característica principal del informe nos quiere evidenciar cual es la cantidad de

PH que posee una solución casera y una solución estándar mediante la utilización

del equipo de medición de PH y el papel tornasol.

Informe de Química final Practica 6 Parte 2

Caracterización de Ácidos y Bases

Medición de pH.

Materiales caseros

Jugo de limón

Vinagre

Cloros

Leche

Gaseosa

Café

Informe de Química final Metodología

1. En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierta por separado 2mL de cada una de las siguientes soluciones: ácido clorhídrico 0.1 M; ácido acético 0,1M; amoniaco 0.1 M, hidróxido de sodio 0,1; agua destilada.

2. Agregue una gota de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayos agite. Registrar l color final de la solución y estime el pH de la solución.

3. Repita para nuevas muestra de la solución los procedimientos anteriores para cada uno de los indicadores.

4. Utilice cada uno de los indicadores para estimar el pH de cada una de las sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la siguiente tabla la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color.

5. Calcule el pH de las soluciones utilizando el pH-metro (opcional).

Informe de Química final

Solución de la practica 6 parte 2

Solución Casera

Indicadores Soluciones

Coca-Cola Leche Tinto Vinagre cloros Limón

Azul de Etimol Café claro No cambio Café claro No cambio No cambio Amarrillo

Nota: este indicador no sirve para medir el pH de los alimentos.

Indicador universal

Coca-Cola Leche Tinto Vinagre cloros Limón

Naranja subido

amarrillo Amarrillo-naranja

Naranja Verde claro Naranja subido

Fenolftaleína Coca-Cola Leche Tinto Vinagre cloros Limón

Café No cambio Café claro Tranparente Verde trasparente

No cambio

Azul de Bromotimol

Coca-Cola Leche Tinto Vinagre cloros Limón

Café claro Amarrillo claro

Café claro Amarrillo claro

Azul verdoso Amarrillo oscuro

Rojo de metilo Coca-Cola Leche Tinto Vinagre cloros Limón

Café claro Blanco Café claro Rosado claro

trasparente Amarrillo

pH de las soluciones

Alimentos pH

Coca-cola 2,77

Leche 6,80

Tinto 5,83

Vinagre 3,52

cloros 11,41

Limón 2,6

Rojo de metilo

1. Gaseosa

2. Leche

3. Tinto

4. Vinagre

5. Cloros

6. Limón

Informe de Química final

Fotos

Azul de Etimol

1. Gaseosa

2. Leche

3. Tinto

4. Vinagre

5. Cloros

6. Limón

Papel universal

1. Gaseosa

2. Leche

3. Tinto

4. Vinagre

5. Cloros

6. Limón

Fenolftaleína

1. Gaseosa

2. Leche

3. Tinto

4. Vinagre

5. Cloros

6. Limón

Azul de Bromotimol

1. Gaseosa

2. Leche

3. Tinto

4. Vinagre

5. Cloros

6. Limón

Informe de Química final

Practica 7 Reacciones y ecuaciones Químicas

Objetivos Analizar los cambios químicos. Identificar y diferenciar diferentes tipos de reacciones químicas. Realizar cálculos de pH con ácidos y bases.

Informe de Química final Metodología

1. Observar cuidadosamente cada una de las reacciones que se describen a continuación.

2. Escribir la ecuación química balanceada, clasificar la reacción y determinar si hay o no hay transferencia de electrones.

Reacción 1

1. Anote la temperatura ambiental 2. Coloque en un tubo de ensayo oxido de calcio (aproximadamente 0,5g) 3. Añada un 2mL de agua y tome la temperatura 4. . Agite con cuidado (evite romper el termómetro) 5. Observe y registre sus observaciones

CaO + 𝐻2𝑂 → Reacción 2

1. Coloque en el beaker 0,5g de Hidróxido de Bario agregue 2,5mL de 𝐻2𝑂, agite con una varilla para disolver el hidróxido.

2. Tome la temperatura ambiental y la de la solución. 3. Agregue 0.5g nitrato de amonio agite. 4. Tome de nuevo la temperatura. 5. Observe y registre sus observaciones.

Ba(𝑂𝐻)2 + 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 → ?

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.

(𝐶𝑂𝐻3𝐶𝑂𝑂)2𝑃𝑏 + 𝐾𝑙 →? Reacción 4

Informe de Química final

1. En un vaso de precipitados colocar 2mL de una solución de sulfato de cobre.

2. Acidular la solución con 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado. 3. Adicionar al vaso una granalla o una lámina de zinc deje reposar. 4. Observe y registre sus observaciones.

Resultados

1. Identifique cada una de las anteriores reacciones (clasifíquelas según su tipo).

2. Escriba las ecuaciones químicas de cada reacción. 3. Diga cuál de las anteriores reacciones es de oxido – reducción y por qué

(Para determinar si son de oxido reducción debe determinar el número de oxidación de los elementos y decir cual compuesto se redujo y cual se oxidó).

Informe de Química final Practica 8

Estequiometria – Reactivo Límite Objetivos Reconocer el reactivo limite

Determinar las relaciones estequiometrias molares de los reactantes de una reacción química, estableciendo con esto el reactivo limitante de la misma.

Metodología

1. En tubos separados mida las cantidades de soluciones según la siguiente

tabla:

Tubo de ensayo

Volumen Pb(𝑵𝑶𝟑)𝟐 0,25M

(ml)

Volumen

𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 0,25M (ml)

1 0.5 ml 7,5 ml

2 1.0 ml 7.0 ml

3 2.0 ml 6.0 ml

4 3.0 ml 5.0 ml

5 5.0 ml 3.0 ml

6 6.0 ml 2.0 ml

7 7.0 ml 1.0 ml

8 7.5 ml 0.5 ml

2. Mezcle los contenidos de los tubos de ensayos 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 tubo10 minutos más.

3. Mida la altura del precipitado del carbonato de plomo Pb𝐶𝑂3 en cada tubo Registre esta altura en mm. Complete la tabla:

Materiales, Equipos Reactivos

2 pipetas Pb(𝑁𝑂3)2 0,25 M

Gradilla 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 0,25M

16 tubos de ensayo

Informe de Química final Cálculos

a. Determine los moles de Pb(𝑵𝑶𝟑)𝟐 y 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 en cada tubo.

b. Dibuje una gráfica: altura del precipitado (eje y) de cada tubo contra el

número de cada tubo (eje x).

c. Dibuje una segunda gráfica: altura del precipitado (eje y) contra el número

de moles de Pb (𝑵𝑶𝟑)𝟐 y el correspondiente número de moles de

𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 (eje x).

Preguntas

1. ¿Qué propiedad de la reacción química controló la altura del precipitado del tubo 1 al 4?

En los tubos 1 al 4 se tuvo una reacción heterogénea gracias a esta propiedad, se pudo controlar la altura ya que estas sustancias se encontraban en el mismo estado.

2. ¿Cuando se mide la altura del precipitado que propiedad del precipitado

se está midiendo? Se está midiendo el reactivo limite

Informe de Química final

Solución de la practica 7 Ecuaciones y reacciones Químicas

A. Reacción 1

1 gr de CaO + 1ml de 𝑯𝟐𝑶 Temperatura ambiente de la solución: 32°C

Temperatura final de la solución 29°c esto quiere decir que se produjo una

reacción endotérmica.

B. Reacción 2

En un vaso precipitado se agregan 1 gramo Hidróxido de Bario (BaOH) + 5ml de

𝑯𝟐𝑶. Luego le agregamos 1 gr de nitrato de amonio.

Temperatura ambiente de la solución: 29°c.

Temperatura del hidróxido de bario con el agua es de 24°c.

Temperatura del hidróxido de bario mas el agua y el nitrato amonio es de 19°C

esto quiere decir que la temperatura bajo considerablemente y es una reacción

endotérmica.

C. Reacción 3

En un tubo de ensayo lo llamaremos (Tubo 1) se agregan 0,5 de acetato de

plomo + 2ml de 𝐻2𝑂, el color de esta reacción es de apariencia blanco suave.

En el Tubo de ensayo (Tubo 2) se agregaron 0,5 de yoduro de potasio + 2ml

de H2O el color del yoduro de potasio es transparente.

Después del vertimiento de las dos sustancias su color cambio a amarrillo

intenso.

D. Reacción 4

En un vaso precipitado de 50ml se agregaran 0,5 gr del sulfato de cobre +

50ml de H2O.

Después sacamos 5ml de la solución y le agregamos 6 gotas de acido sulfúrico

concentrado y agregamos una granula de zinc.

Informe de Química final Después de sacar los 5ml de solución inicial con las 6 gotas de acido sulfúrico

concentrado al echarle la granula pudimos observar que el zinc parecía estar

degradándose en la solución lo que quiere decir que el zinc es gaseoso en la

solución y se delie poco a poco quedando residuos de color oscuro.

Preguntas

1. Identifique cada una de las anteriores reacciones (clasifíquelas según su tipo).

Reacción 1; es una reacción endotérmica.

CaO + 𝐻2𝑂 → Ca (OH)2

Reacción 2; es una reacción endotérmica.

Reacción 3; es una composición o síntesis.

Reacción 4; es una reacción de oxido-reducción.

Informe de Química final Fotos

Reacción 3

0,5 gr de acetato de plomo

más 2ml agua

0,5 gr de yoduro de

potasio más 2ml de agua

Reacción 3

Solución vertida

Reacción 4

0,5 gr de sulfato de cobre

más 50ml de agua y 6 gotas

de acido sulfúrico

concentrado.

Reacción 4

5ml de la solución mas

una granula de zinc

Informe de Química final Solución de practica 8

Estequiometria – reactivo límite

1. En una probeta que llamaremos (probeta 1) se mezclara 4,5 gr de

nitrato de plomo con 50ml de agua.

Pb (𝑁𝑂3)2 peso 332

𝑔𝑟

𝑚𝑜𝑙

50𝑚𝑙

0,25 mol M = 𝑋

0,05𝑙𝑡

X = 0,25 x 0,05

X= 0,0125

0,0125 x 332 = 4,5 gr de Pb (𝑁𝑂3)2

Esta solución es completamente transparente.

2. En una probeta que llamaremos (probeta 2) se mezclaran 1,23 gr de

carbonato de sodio mas 50 ml de agua.

Na2CO3 106 gr

mol

50ml

0,25 mol M = 𝑋

0,05𝑙𝑡

X = 0,25 x 0,05

X= 0,0125

0,125 x 106 = 132 gr de Na2CO3

Esta solución es transparente pero viscosa

4,5 nitrato de plomo

Más 50ml de agua

1,23 nitrato de plomo

Más 50ml de agua

Informe de Química final

3. Dividimos los 16 tubos de ensayos entre 8 para el nitrato de plomo y 8

para el carbonato de sodio y mezclamos la parte uno con la 2.

Tubo de ensayo

Volumen Pb(𝑵𝑶𝟑)𝟐

0,25M (ml)

Volume 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 0,25M (ml)

Altura del precipitado

Moles del Pb(𝑵𝑶𝟑)𝟐

0,25

Moles de 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑

0,25

1 0.5 ml 7,5 ml 0,25 0,00075 0,0023

2 1.0 ml 7.0 ml 0,5 0.0015 0,0047

3 2.0 ml 6.0 ml 1,1 0,0033 0,018

4 3.0 ml 5.0 ml 1,6 0,0048 0,015

5 5.0 ml 3.0 ml 2 0,006 0,010

6 6.0 ml 2.0 ml 1,5 0,0045 0,015

7 7.0 ml 1.0 ml 1,6 0,0048 0,014

8 7.5 ml 0.5 ml 1 0,003 0,0094

a. Determine los moles de Pb (𝑵𝑶𝟑)𝟐 y 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 en cada tubo.

0.5

1.0 2.0 3.0 5.0 6.0 7.0 7.5

Nitrato de plomo

1 2 3 4 5 6 7 8

0.5

1.0

2.0

3.0

5.0

6.0

7.0

7.5

1 2 3 4 5 6 7 8

Carbonato de sodio

Informe de Química final b. Dibuje una gráfica: altura del precipitado (eje y) de cada tubo contra el número

de cada tubo (eje x).

0

2

4

6

8

10

1 2 3 4 5 6 7 8

Tabla de Resultados Precipitado

Tabla de Resultados N° de Tubos

Tabla de Resultados

Precipitado N° de Tubos

0,25 1

0,5 2

1,1 3

1,6 4

2 5

1,5 6

1,6 7

1 8

Informe de Química final

c. Dibuje una segunda gráfica: altura del precipitado (eje y) contra el número de

moles de Pb (𝑵𝑶𝟑)𝟐 y el correspondiente número de moles de 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 (ejex)

0

0,5

1

1,5

2

2,5

1 2 3 4 5 6 7 8

Precipitado

N° de Moles

0

0,5

1

1,5

2

2,5

1 2 3 4 5 6 7 8

Precipitado

N° de Moles

Pb (𝑵𝑶𝟑)𝟐

Precipitado N° de Moles

0,25 0,00075

0,5 0.0015

1,1 0,0033

1,6 0,0048

2 0,006

1,5 0,0045

1,6 0,0048

1 0,003

𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑

Precipitado

N° de Moles

0,25 0,0023

0,5 0,0047

1,1 0,018

1,6 0,015

2 0,01

1,5 0,015

1,6 0,014

1 0,0094

Informe de Química final

Fotos

Probeta 1 4,5 nitrato de plomo

más 50ml de agua.

Probeta 2 1,23 gr de carbonato

de sodio mas 50ml de agua

Los 8 tubos con la

solución nitrato de

plomo.

Los 8 tubos con la

solución de

carbonato de sodio.

Solución vertida de

la probeta 1 y 2.

Informe de Química final

Soluciones reposadas

donde se ha diferenciado

el reactivo límite y el

reactivo en exceso.

Informe de Química final Conclusión

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un

potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que

mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de

referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de

vidrio que es sensible al ión hidrogeno.

Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es

básico a 25 ºC.

También podemos concluir que en las reacciones químicas existen

reacciones endotérmica, exotérmica, composición o síntesis,

descomposición o análisis, desplazamiento y doble desplazamiento, etc.

En las reacciones químicas podemos encontrar un reactivo límite y un

reactivo en acceso.

Cuando se tienen dos soluciones se puede obtener un compuesto.