Manual de Prácticas de Química - Segundas Oportunidades

DIVISIÓN DE INGENIERÍA
INDUSTRIAL
MANUAL DE PRÁCTICAS DE
QUÍMICA
SEGUNDAS
OPORTUNIDADES
Nombre del docente:
M en A.C. María Edith Lemus Hernández
Nombre de los alumnos:
Grupo:
Competencia 1
Practica 1. Conservación de la materia
Objetivo:
Comprobar la ley de la Conservación de la materia o la masa.
Introducción
Ley de conservación de la materia
La ley de conservación de la materia, conocida también como ley de conservación de la masa o simplemente
como ley Lomonósov-Lavoisier (en honor a los científicos que la postularon), es un principio de la química que
plantea que la materia no se crea ni se destruye durante una reacción química, solo se transforma.
Esto significa que las cantidades de las masas involucradas en una reacción determinada deberán ser
constantes, es decir, la cantidad de reactivos consumidos es igual a la cantidad de productos formados, aunque
se hayan transformado los unos en los otros.
Este principio fundamental de las ciencias naturales fue postulado por dos científicos de manera simultánea e
independiente: el ruso Mijaíl Lomonósov en 1748 y el francés Antoine Lavoisier en 1785. Llama la atención que
esto ocurriera antes del descubrimiento del átomo y la postulación de la teoría atómica, con la cual es mucho
más sencillo explicar e ilustrar el fenómeno.
Cuestionario Previo
Definan conceptos:
Materia
masa.
Que usos se le da a la ley de la Conservación de la materia y cuál es su importancia.
Material:
Embudo de plástico.
Probeta de 100 ml
Botella plástica 250 ml vacía (proporcionada por el alumno).
Balanza granataria.
Globo mediano (proporcionado por el alumno)
Masquín tape (proporcionado por el alumno)
Sustancia:
Bicarbonato de sodio. (proporcionado por el alumno)
Vinagre de manzana o caña. (proporcionado por el alumno)
Procedimiento:
Con ayuda del embudo, depositen en el globo dos cucharadas de bicarbonato de sodio.
Midan 100 ml de vinagre y viértanlos en el matraz y, después cubran su boca con el globo y amárrenlo con el
masquín. Háganlo con cuidado, de manera que el contenido del globo no caiga en el interior de la botella.
Acomoden el dispositivo (el matraz con el globo) sobre la balanza y determinen su masa. Registren el dato.
Con cuidado, vacíen el contenido del globo en el interior de la botella, dejen pasar 5 minutos y pesen de
nuevo el dispositivo. Registren el dato.
Cuestionario posterior
¿Qué es la ley de Lavoisier o conservación de las masas?
¿Por qué podemos afirmar que al quemar un papel ocurre una reacción química?
¿Será igual la masa del papel antes y después de quemarlo?, ¿por qué?
Resultados y observaciones
Discusión de resultados
Conclusiones
Bibliografía
Competencia 2
Práctica 2. Enlaces químicos
Objetivo:
Conocer un enlace, cuando los elementos comparten protones, y observas si la electricidad es conducida por
la sustancia.
Introducción
Un enlace químico es la interacción física responsable de las fusiones entre átomos, moléculas e iones, que
tiene una estabilidad en los compuestos diatómicos y poliatómicos, que conectan entre sí para dar más
electrones
Las moléculas, cristales, y gases diatómicos (que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea)
está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.
Cuestionario previo
1.
Definir los siguiente: enlace electrovalente o iónico, enlace covalente, enlace metálico, polaridad
molecular, catión y anión.
2.
Lewis estableció la regla del octeto para justificar el enlace entre los átomos. Escribe la
representación de Lewis de las siguientes sustancias y di si alguna de ellas no cumple la regla: H2,
BCl3, NCl3, BeCl2, SCl2, PCl5, CO.
3.
A veces, moléculas similares tienen polaridad muy diferente. Explica por qué el BeCl2 es apolar
mientras que el SCl2 es polar y por qué el BCl3 es apolar mientras que el NCl3 es polar.
Materiales
3 vasos de precipitado de 100 ml
1 piceta con agua destilada
Circuito eléctrico (proporcionado por el alumno)
Aspirina
Azúcar
Parafina
Sal de mesa (NaCl)
Nota:
Los
reactivos subrayados
Nitrato de Potasio (sol. 1M) KNO3
Sulfato cúprico (s) CuSO4
serán proporcionado por los alumnos
Agua destilada H2O
Métodos
Método 1. Conductividad eléctrica
Monta un circuito eléctrico (como en la figura) comprobando que funcione haciendo pasar corriente eléctrica al
cerrar el interruptor y al unir las láminas de cobre.
En cada vaso de precipitado colocar 50 ml de agua potable y diluir 1 gramo de: azúcar, cloruro de sodio y
nitrato de potasio
NOTA: Cuando cambies de un vaso a otro lavar con agua destilada
Completa el siguiente cuadro
Método 2. Solubilidad
En varios tubos de ensaye coloca una pequeña cantidad de cada una de las substancias que se indican en la
siguiente tabla, trata de disolverlas en 5 ml de los siguientes disolventes: AGUA, ALCOHOL ETÍLICO Y
BENCENO. Anota en el siguiente cuadro si se disuelve o no se disuelve
Cuestionario:
a)
¿Cómo se forma un enlace iónico?
b)
¿Cómo se forma un enlace covalente?
c)
¿Cuál es la diferencia entre los enlaces iónicos y covalentes?
d)
¿Qué son las fórmulas de Lewis, ¿cómo se realizan y para qué se emplean?
e)
¿Qué es solubilidad y que factores la modifican?
f)
¿Qué es conductividad eléctrica?
g)
¿Qué compuestos son conductores de electricidad y cuáles no?
h)
¿Qué influencia tiene al agua y el calor en los diferentes compuestos?
i)
¿Por qué la aspirina conduce electricidad si es un compuesto covalente?
Resultados y observaciones
Discusión de Resultados
Conclusión
Bibliografía
Competencia 3
Práctica 3. Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos y destilación fraccionada
Objetivo:
Diferenciar un compuesto orgánico de uno inorgánico mediante diferentes pruebas de laboratorio
Marco Teórico
La presencia del carbono en una molécula se manifiesta en la combustión mediante la formación de un residuo
negro (carbonización), o bien los enlaces moleculares se manifiestan al tratar de solubilizar las diferentes
sustancias.
Por otra parte, la separación y purificación de líquidos por destilación constituye una de las principales técnicas
para purificar líquidos volátiles, así por ejemplo la destilación hace uso de la diferencia entre los puntos de
ebullición de las sustancias que constituyen una mezcla.
La destilación fraccionada es una técnica que se utiliza en la separación de sustancias cuyos puntos de
ebullición difieren entre sí menos de 25ºC. La diferencia con la destilación simple es que incorpora una columna
de fraccionamiento (o de rectificación) entre la disolución y el refrigerante. La columna de fraccionamiento consta
de un tubo largo de vidrio que lleva en su interior un relleno inerte (hélices de vidrio) o unos platos de
condensación.
La columna aporta una gran superficie para el intercambio entre el vapor que sube y el condensado que
desciende, lo que hace posible una serie de vaporizaciones y condensaciones a lo largo de la columna.
Figura 1. Destilación fraccionada
Cuestionario previo
Realice una tabla comparativa entre las sustancias orgánicas e inorgánicas
¿Qué determina las propiedades de los compuestos de carbono?
¿Cuál es la biomolécula inorgánica de mayor abundancia e importancia?
Explique ¿Por qué los compuestos orgánicos son inmiscibles en agua?
Materiales
1 Gradilla
2 Tubos de ensayo
2 Capsulas de porcelana
1 Pinza de combustión
1 Mechero de Bunsen
1 soporte con malla y pinza
1 Agitador
1 Pipeta 10mL
1 Pipeteador
Equipo para destilación fraccionada
Probeta 125mL
9 Vasos de precipitado 100mL
Piceta con Agua Destilada
Reactivos
Agua Destilada
Perlas de ebullición
Almidón
Sulfato de cobre II
Cloruro de Sodio
*Aserrín
*Algodón
Procedimiento
Método 1
1. Coloque 0.5 g de almidón en una cápsula de porcelana y caliente, observe qué ocurre y tome nota de los
resultados.
2. Repita el paso anterior con Cloruro de Sodio, aserrín, Sulfato de cobre y un pequeño trozo de algodón.
3. Coloque en un tubo de ensayo 1 g de azúcar y en otro 1 g de Cloruro de sodio, añada a los 2 tubos de ensayo
aproximadamente 10 ml de agua destilada, agite y observe. Tome nota del tiempo empleado en solubilizarse
completamente
Método 2
1. Tome 100 mL de la solución problema
2. Vierta la cantidad tomada en el matraz de destilación y adicione perlas de ebullición para que la mezcla hierva
de forma suave y no se produzcan sobrecalentamientos.
3. Arme el montaje (Figura 1) correspondiente a destilación fraccionada y comience el calentamiento de la
solución problema.
4. Cuando la solución empiece a destilar (primera gota recolectada) tome nota de la temperatura y recoja el
destilado en una probeta de 125mL.
5. Cuando haya recogido 10 mL de destilado, repita los pasos anteriores. La práctica se da por finalizada cuando
se han recogido en la probeta 90 mL de destilado.
Los datos obtenidos serán representados en una gráfica volumen-temperatura y de esta forma se obtiene la
curva real de destilación fraccionada que se comparará con la curva teórica (Proporcionada por el docente,
según sea su muestra problema).
Diagrama de flujo
Cuestionario posterior
¿Qué elementos forman a los compuestos orgánicos?
¿Cuál es el tipo de enlace más frecuente en compuestos orgánicos?
¿Qué es la isomería?
Mencione tres propiedades de los compuestos orgánicos
¿Cuál es el tipo de enlace más frecuente en compuestos inorgánicos?
¿Presentan concatenación los compuestos inorgánicos?
¿Cómo es el punto de fusión en los compuestos inorgánicos?
¿Qué sustancia es inflamable?
¿Cuál conduce electricidad?
¿Cuál de las sustancias tiene el punto de fusión menor?
¿Cuál de las sustancias es soluble en agua?
¿Cuál de las sustancias es soluble en hexano?
Resultados y observaciones
Discusión de resultados
Conclusión
Bibliografía
Competencia 4 y 5
Práctica 4. Unidad de cantidad de sustancia: mol
Objetivo:
Explicar el concepto de mol con base en el número de átomos, moléculas y relacionarlo con el número de
Avogadro
Introducción
Mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas
fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto químico) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades
elementales que la componen, se define como una mol la cantidad de esa sustancia que contiene tantas
entidades elementales del tipo considerado como átomos hay en doce gramos de carbono-12. Esta definición
no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,1 aunque normalmente
se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir de
2011 la definición se basa directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el metro
a partir de la velocidad de la luz).2
El número de unidades elementales —átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o
grupos específicos de estas— existentes en una mol de sustancia es, por definición, una constante que no
depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)
y equivale a:
1 𝑚𝑜𝑙 = 6.02214129(30) ∙ 1023𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠
Cuestionario previo
¿Por qué no se suele expresar la masa de los átomos y de las moléculas en g o Kg?
¿Cuál es la unidad más utilizada para medir la masa de los átomos?
¿Qué significa esta igualdad: 1/12 masa del átomo de C12 = 1 u.m.a?
¿Qué ventajas supone medir la cantidad de materia de esta forma?
¿Cómo se pueden medir los moles en laboratorio?
¿Cómo se miden los moles en las sustancias gaseosas?
¿Qué diferencia hay entre átomo-gramo y molécula-gramo? ¿Contienen el mismo número de partículas?
Material Reactivos
1 vidrio de reloj
5 vasos de precipitado 250 ml
1 balanza granataria
1 espátula
1 pinzas
Los reactivos son proporcionados por los alumnos
Cloruro de sodio (NaCl)
Sacarosa o azúcar (C12H22O11)
Hierro (clavos)
Monedas (de cobre)
Carbón vegetal en polvo
Procedimiento
Consultando la masa atómica de los elementos en la tabla periódica y aplicando el concepto de mol, calcule la
masa en gramos correspondiente a una mol de carbono,
Ajuste la balanza granataria
Pese el recipiente (vidrio de reloj o vaso de precipitados) donde colocará la muestra de carbón vegetal en polvo,
y registre esta medida como MR.
Coloque la muestra de carbón vegetal en polvo y pese la cantidad que calculó en el paso 1
Registre sus resultados y observaciones.
Calcule los electrones de valencia presentes en la muestra que pesó.
Repita los pasos 1 a 6 con muestras de monedas de cobre y hierro (en clavos), sólo que en estos casos pese
cualquier cantidad de muestra y en función de la masa, calcule el número de moles correspondiente.
Cuestionario Posterior
¿Una mol de cada sustancia posee igual o diferente masa?
¿Cuántas partículas hay una mol de cada sustancia?
Escribe sin utilizar la notación científica el número de Avogadro. Intenta leerlo.
¿Qué tienen en común cada mol de sustancia?
¿Cuál es el significado de mol?
¿Qué relación hay entre la cantidad de sustancia y la masa?
¿Qué relación hay entre el número de partículas y la masa?
Explica el concepto de masa atomiza promedio.
Explica el concepto de cantidad de sustancia
Si la masa de un átomo de carbono es 12 u.m.a. ¿cuál será la masa de un átomo- gramo de carbono?
¿Podríamos asignar una masa fija a la unidad de cantidad de materia (mol)? ¿Por qué?
¿Tienen la misma masa una docena de huevos que una docena de canicas? ¿Por qué el volumen de una mol
de gas es igual para todos los gases en las mismas condiciones de presión y temperatura? En qué principio
teórico se basa esta pregunta:
Diagrama de Flujo
Resultados
Nombre de la
Formula de la
sustancia
sustancia
Cloruro de sodio
Hierro
Carbono
vegetal
en polvo
Monedas
Discusión de Resultados
Conclusión
Bibliografía
Masa molar
Masa
Gramos
en
Cantidad
moles
de
Numero
partículas
de