Soluciones Y Reacciones Quimicas 5m6a2g

Soluciones Y Reacciones

Laboratorio N°1

Integrantes: Consuelo Curivil. Constanza Miranda. Ana Sepúlveda. Profesor: Guillermo Aguiar. Fecha de entrega: 02 de abril de 2015

I.

Índice Pag.

Introducción........................................................ 3 Objetivos…………………………………………………………. 4 Desarrollo Experimental…………………………………. 6

5-

Ciclo de reacciones………………………………………… 716 Discusión 17

y

Conclusión…………………………………...

Bibliografía…………………………………………………….. 18

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II. Introducción Se conoce por análisis químico al conjunto de principios y técnicas que tienen como finalidad la determinación de la composición química de una muestra natural o artificial. El análisis químico puede ser cualitativo o cuantitativo. El primero tiene como objeto el reconocimiento o identificación de los elementos o de los grupos químicos presentes en una muestra. EL segundo se encarga de la determinación de las cantidades de los mismos y sus posibles relaciones químicas. Todas las técnicas de análisis químico están basadas en la observación de ciertas propiedades de los elementos o de los grupos químicos que permiten detectar su presencia sin duda alguna, por su parte las reacciones químicas analíticas pueden verificarse por la vía húmeda, es decir entre iones en soluciones acuosas o por la vía seca, que es la forma como se verifica entre sólidos. Los químicos expresan de diversas maneras la concentración de las especies en solución, entre las unidades más importantes están las concentraciones molares y porcentuales. En el trabajo realizado por un químico analista es fundamental preparar soluciones de concentración conocida y también encontrar la concentración de ciertas especies en una muestra, para ello el manejo de las unidades de concentración es de gran importancia. Al mezclar diferentes soluciones se producen reacciones de diversos tipos, dependiendo de las especies presentes, entre las reacciones más destacadas podemos mencionar las reacciones Ácido – Base, reacciones de precipitación, reacciones de formación de complejos y reacciones de óxido - reducción. Todas ellas son fundamentales para separar e identificar las distintas especies, aniones o cationes, presentes en una muestra.

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En este práctico se prepararán distintas soluciones y se mezclarán entre sí para provocar reacciones que se manifiestan a través de cambios visibles, como cambios de color, aparición de precipitados, liberación de gases, etc.

III. Objetivos  

Preparar soluciones de concentración conocida. Realizar reacciones e interpretarlas químicamente mediante ecuaciones químicas balanceadas.

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IV. Desarrollo Experimental Preparación de soluciones El docente asignará a cada alumno 2 soluciones a preparar. El alumno deberá calcular la cantidad en masa (gramos) o volumen (ml) que debe utilizar para preparar 100 mL de solución en el laboratorio.

Las soluciones a preparar son las siguientes: Co (NO3)2

0, 1 M

NaCH3COO

0, 1 M

NH3

2 % p/p

Solución de Nitrato de Cobalto 0,1 M en 100 ml: Co (NO3)2  Peso molecular: - Co = 58,93 x 1 - N = 14,00 x 2 - O = 16,00 x 6 + PM

= 182, 93

g/mol

 Gr = moles x PM : - 0,1 M x 182,92 g/mol = 18,293 gramos.  En 100 ml se solución: - 18,293 g 1000 ml X 100 ml solución.

X=1,8293 gr. de soluto en 100 ml de

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Solución de Acetato de Sodio 0,1 M en 100 ml: NaCH3COO  Peso molecular: - Na = 22,98 - C = 12,01 - H = 1,00 - O = 16,00 PM

= 82

x1 x2 x3 x2 +

g/mol

 Gr = moles x PM : - 0,1 M x 82 g/mol = 8,2 gramos.  En 100 ml se solución: - 8,2 g 1000 ml X 100 ml

X=0,82 gr. de soluto en 100 ml de solución.

Solución Amoniaco 2 % p/p en 100 ml: NH3  Peso molecular: - N = 14,00 x 1 - H = 1,00 x 3 + PM

= 17 g/mol



[NH3] = 2 % P/P x (d) 0,989 x 10 = 1, 06 17 g/mol  En 100 ml se solución: - C1 x V1 = C2 x V2 1,06 x 100 = 25 x V2 = 4,24 ml de amoniaco en 100 ml de solución.

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Ciclo de reacciones B) A 5 mL de AgNO3 0,1 N agregue HCl 1 N hasta que no se forme más precipitado. Lavar el precipitado con agua destilada. Separe el precipitado en dos porciones. A una porción del precipitado agregue K2CrO4 0,1 M hasta cambio de coloración. A la otra porción del precipitado agregue Amoníaco 6 M hasta disolución, luego agregue a la solución KI 0,1 M hasta aparición de precipitado.

REACCIONES MOLECULAR:

AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

IÓNICA TOTAL:

Ag + + NO3 – + H+ + Cl - → AgCl

IÓNICA NETA:

Ag + + Cl - → AgCl

-

(s)

+ H+ + NO3 –

(s)

Al agregar ácido a la plata se obtiene un precipitado de color blanco.

REACCIONES MOLECULAR:

2AgCl(s) + K2CrO4 → Ag2CrO4 + 2KCl

IÓNICA TOTAL:

2AgCl(s) + 2K + + CrO4

-2

IÓNICA NETA:

2AgCl(s) → 2Ag + + 2Cl

-

-

→ 2Ag + CrO4 -2 + 2K + + 2Cl

-

Al añadir cromato de potasio la solución se tornó de un color amarillo.

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REACCIONES MOLECULAR:

2AgCl(s) + 4NH3 → 2Ag(NH3)2 + + Cl2

IÓNICA TOTAL:

2AgCl(s) + 4NH3 → 2Ag + + 4NH3 + 2Cl

IÓNICA NETA:

2AgCl(s) → 2Ag + + 2Cl

-

–

-

Al añadir amoniaco al precipitado, este se disuelve.

REACCIONES MOLECULAR:

2AgCl(s) + 2KI → 2AgI

IÓNICA TOTAL:

2AgCl(s) + 2K + + 2I - → 2AgI

IÓNICA NETA:

2AgCl(s) + 2I - → 2AgI(s) + 2Cl

-

(s)

+ 2KCl (s)

+ 2K + + 2Cl

-

Al añadir ioduro, la plata precipita nuevamente.

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-

Observaciones: Se adiciono 5 ml de AgNO3 0,1 M a un tubo de ensayo, luego agregamos unas gotas de HCl hasta que se formó un precipitado, se lavó con agua destilada. Una vez lavado todo el precipitado lo separamos en dos porciones en donde fueron agregadas a dos tubos de ensayo limpios. Al primer tubo con precipitado le agregamos K2CrO4 0,1M hasta que la solución se tornó de un color amarillo con precipitado del mismo color por las paredes del tubo. Al segundo tubo le agregamos Amoníaco al 6M hasta lograr la dilución total del precipitado formado de la reacción anterior, finalmente cuando se observa una solución homogénea en el tubo se adiciona KI 0,1M y se observa que aparece nuevamente un precipitado.

C) Tome una alícuota de 5 mL de solución de NH 4Cl 0,1 M y agregue NaOH 6 M y agite. Reconozca el gas obtenido mediante cinta de papel pH. REACCIONES MOLECULAR:

NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O

IÓNICA TOTAL:

NH4 + + Cl - + Na + + OH

IÓNICA NETA:

NH4OH → NH3 + H2O

-

-

→ Na + + Cl

-

+ NH3 + H+ + OH

-

Al introducir la cinta de papel pH al tubo, la dejamos un par de minutos y con el gas que libero se tornó de color azul.

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Observaciones: Se agrega 5 ml de solución de NH4Cl 0,1M a un tubo de ensayo, luego a este mismo se agrega gotas de NaOH 6M, luego se agito para homogenizar bien la mezcla. Al mezclar no se observa ningún cambio físico notable excepto que eliminara vapores con aroma a Amoníaco a esta misma solución se le midió por medio de papel pH el grado de acidez o basicidad que este tenga, dando como resultado un pH 14 Básico.

D) A un pequeño volumen de HCl 1 M, agregue NH 4CH3COO 0,1 M. Determine el pH mediante una varilla (con escala). REACCIONES MOLECULAR:

HCl + NH4CH3COO → CH3COOH + NH4Cl

IÓNICA TOTAL:

H + Cl - + NH4+ + CH3COO - → CH3COO - + H+ + NH4 + + Cl

-

-

Al añadir el ácido al acetato de amonio el pH obtenido es de uno según determinamos con la varilla con escala.

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Observaciones: Al agregar una alícuota de 1 ml de HCl 1M, en un tubo de ensayo al cual se le adiciona 1 ml de CH3COONH4 0.1M, no presenta ninguna reacción, la solución es incolora y al determinar el pH mediante una varilla fue de cero.

E) A una alícuota de CH3COOH 6 M agregue NaOH 6 M. REACCIONES MOLECULAR:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

IÓNICA TOTAL:

CH3COO - + H + + Na + + OH - → CH3COO

-

-

+ Na + + H

+

+ OH

-

Al hacer la reacción se libera calor, calentando el tubo de ensayo, posteriormente medimos el pH el cual fue 6.

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Observaciones: Al agregar una alícuota de 1 ml de CH3COOH 6M, en un tubo de ensayo al cual se le adiciona 1 ml de NaOH 6M, presenta una reacción exotérmica, la solución es incolora y presenta un olor característico a ácido acético.

I) A 2 mL de Zn(NO3)2 0,1 M agregue HNO3 al 2 % hasta pH= 1 – 2 y a continuación agregue 1 mL de Tioacetamida 1 M y caliente en baño de agua. Luego realice la misma experiencia pero a pH=7. REACCIONES MOLECULAR:

Zn(NO3)2 + HNO3 → Zn(NO3)2 + HNO3

IÓNICA TOTAL:

Zn+2 + 2NO3 - + H+ + NO3 - → Zn+2 + 2NO3 - + H + + NO3 -

-

Al calentar nuestra muestra no se observa cambios.

REACCIONES

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MOLECULAR:

2Zn(NO3)2 + 2HS → ZnS + 2HNO3

IÓNICA TOTAL:

2Zn+2 + 4NO3 - + 2H + + 2S-2 → Zn

-

+2

+ S-2 + 2H+ + 2NO3 -

Al calentar la solución en medio básico no se observó cambios.

Observaciones: Al agregar una alícuota de 2 ml de Zn (NO3)2 0.1M, en un tubo de ensayo al cual se le adiciona 1 ml de HNO3 al 2% hasta llevarlo a pH 1-2, agregar 1 ml de Tioacetamida 1M y calentar a baño de agua. La solución es incolora no hay ningún cambio físico. Al agregar una alícuota de 2 ml de Zn (NO3)2 0.1M, en un tubo de ensayo al cual se le adiciona 1 ml de Tioacetamida 1M más una gota de NaOH, hasta llevarlo a pH 7, y calentar a baño de agua. La solución presenta un precipitado blanco y al calentar, se separa el precipitado quedando en la parte inferior del tubo de ensayo.

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J) A una alícuota de Co(NO3)2 agregue gota agota Amoníaco diluido (al 2 %), interprete. Finalmente añada exceso de Amoníaco diluido (gota agota) e interprete.

REACCIONES MOLECULAR:

Co(NO3)2 + 2NH3 → Co(NH3)2 + 2NO3

IÓNICA TOTAL:

Co+2 + 2NO3 - + 2NH3 → Co+2 + 2NH3 + 2NO3 -

-

Al añadir los reactivos se observa dos fases, al agitar se obtiene un precipitado, pero luego de añadir amoniaco la solución toma un color verde pero su precipitado desaparece.

Observaciones: Al agregar una alícuota de Co (NO3)2 en un tubo de ensayo al cual se le adiciona gotas de NH3 diluido, se observa que la reacción se tenía de un color verde esmeralda con precipitado del mismo tono. Luego se añadió exceso de NH3 diluido y se observo que no hubo cambio alguno a la reacción anterior, por ello se le adiciono NH3 (6M) y obtuvimos un cambio en la reacción de un verde esmeralda a un verde divo pero con un precipitado del mismo anterior (verde esmeralda).

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K) En una cápsula de porcelana agregue 5 mL de Acetato de Sodio 0,1 M, 1 mL de H2SO4 3 M y 1 mL de KMnO4 0,1 M. Caliente suavemente en placa calefactora. Repita la experiencia anterior reemplazando en ácido sulfúrico por 1 mL de NaOH 6 M. Observe y explique la diferencia entre las reacciones. REACCIONES MOLECULAR:

10CH3COONa + 29H2SO4 + 16KMnO4 → 5Na2SO4 + 8K2SO4 + 16MnSO4 + 20CO2 + 44H2O

IÓNICA TOTAL:

10CH3COO - + 10 Na + + 29H + + 29SO4 -2 + 16K + + 16MnO2 - → 5Na + + 5SO4 -2 + 8K + + 8SO4 -2 + 16Mn

-2

+ SO4 -2 + 20CO2 +

44H + + 44OH -

Observaciones: Al agregar en una capsula de porcelana CH3COONa más H2SO3 y KMnO4 da un tono fucsia y al calentar suavemente, la reacción precipita de un color café claro. Al adicionar CH3COONa más NaOH y KMnO4, no se mezclan quedando de un color rojo oscuro en la parte exterior e incolora la parte del centro. Al calentar reacciona cambiando de color a verde azuladas y con precipitado de un tono café.

L) A 5 mL de Cu(NO3)2 0,1 M agregue 3 mL de KI 0,1 M. Luego añada gotas de almidón. REACCIONES MOLECULAR:

Cu(NO3)2 + 2KI → CuI2 (s) + 2KNO3

IÓNICA TOTAL:

Cu+2 + 2NO3 - + 2K+ + 2I - → CuI2 (s) + 2K+ + 2NO3 -

IÓNICA NETA:

Cu +2 + 2I - → CuI2 (s)

-

Al añadir el almidón se logran observar dos fases, pero al momento de agitar la solución se torna de color azul.

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Observaciones: Al agregar Cu (NO3)2 más KI reacciona de un color mostaza. Luego se le adiciono gotas de almidón, cambiando a un color café oscuro y con un precipitado negro.

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V. Discusión

y

Conclusión -

En esta experiencia de laboratorio pudimos comprobar los distintos tipos de reacciones de sustancias químicas, también las observaciones de cada una de ellas, las diferentes reacciones que tuvieron al combinar distintas soluciones e imágenes del resultado obtenido.

-

También la fórmula para sacar la cantidad de gramos que utilizamos de cada sustancia química con sus respectivos resultados para realizar con una efectividad necesaria las soluciones.

-

Al finalizar la experiencia quedamos bastante conforme con los resultados, ya que pudimos distinguir las reacciones que formaron precipitados y los diferentes cambios de color de cada una de ellas, por lo tanto, suponemos que nuestro trabajo en laboratorio fue desarrollado con éxito y con una muy buena efectividad, ya que fue un muy buen trabajo en equipo.

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VI. Bibliografía 

D.A. Skoog,, D.M. West, F.J. Holler y S.R. Grouch. “Fundamentos de Química Analítica”. McGraw Hill. 7ª ed. 2001.



F. Burriel, F. Lucena, S. Arribas, J. Hernández. “Química Analítica Cualitativa” Paraninfo. 17 ed. 2000.

  

Raymond Chang (2010) Química General. Editorial Mc Graw- Hill. www.educarchile.cl (reacciones oxido-reducción) Es.wikipedia.org (reacciones complejas)

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