La práctica hace al maestro (Reporte de laboratorio)

Reporte de laboratorio

La práctica de laboratorio que realizamos se relacionó directamente con el último tema que estamos estudiando en este parcial “Ácidos y bases”. Y La cual consistió en analizar la reacción de diversas sustancias a la Fenolftaleina y medir su PH. A continuación explicaré de manera detallada el procedimiento que llevamos a cabo.

Materiales

-          - Jugo de 3 limones

-          - Vinagre

-           -Bicarbonato

-          -Agua destilada

-         - Solución de hidróxido de sodio

-          - Ácido Clorhídrico

-          -Ácido nítrico

-          - Tiras de pH

Procedimiento

1.      Primero colocamos 10 ml de cada solución en cada tubo de precipitado.

2.      Etiquetamos cada uno de los tubos con el nombre correspondiente.

3.      Agregamos 3 gotas de Fenolftaleina.

4.      Medimos su pH.

5.      Ordenamos los tubos de acuerdo a la escala de pH

6.      Observamos qué sustancias cambiaron de color y los registramos en una tabla.

#Tubo	Sustancia	Color	pH	Clasificación
1	Ácido Clorhídrico	Transparente	0	Ácido
2	Limón	Amarillo-verde	2.4	Ácido
3	Vinagre	Transparente	3	Ácido
4	Ácido nítrico	Transparente	4.8	Ácido
5	Agua Oxigenada	Transparente	6	Ácido
6	Agua destilada	Transparente	7	Neutro
7	Bicarbonato	Rosa	8.6	Base
8	Hidróxido de sodio	Morado	14	Base

Observaciones

Notamos que el agua destilada había adquirido un muy ligero color rosa al aplicar las gotas, pero después nos dimos cuenta que esto se había ocasionado debido a que habíamos juntado mucho el gotero después de haberlo introducido a otras sustancias alcalinas.

Nos sabíamos que el Hidróxido de Sodio era tan corrosivo.

Cuestionario

1.      ¿Qué e el pH? El potencial hidrógeno o potencial de hidrogeniones.

2.      ¿Qué es la escala de pH? Es la medida de acidez o alcalinidad de una disolución. De acuerdo a la concentración de iones hidrógeno presentes en determinadas disoluciones. Se expresa con cantidad del 0-14. Donde 0 es un ácido muy fuerte, 7 una sustancia neutra y 14 una altamente alcalina.

3.      ¿Cuál es la diferencia entre un ácido y una base? Los ácidos tienen más partículas H+ y en las bases predominan las partículas OH-.

4.      ¿Qué es y para qué sirve la Fenolftaleina? Es un indicador, son sustancias que varían reversiblemente de color en función del pH del medio en que están disueltas. En este caso la Fenolfateleina solo reacciona con las bases, tornándolas a tonos morados o rosa.

5.      ¿Cuál es el instrumento que se utiliza para medir el pH de una sustancia? Se pueden utilizar tiras de pH, pero si se quiere una medición exacta, se utiliza el pH-metro.

Conclusión

Es muy importantes conocer estos conceptos, además de tener una idea general sobre los productos que son ácidos y los que son base, para así poder sacarles provecho pero siempre cuidando nuestra salud para evitar accidentes a causa de nuestro desconocimiento.

Bibliografía

Murillo Gutiérrez, E. & Magdaleno Peñaloza, N.. (2017). Química II. México, Ciudad de México: Umbral.

Anónimo. (2014). ph-Metro. Marzo 9, 2017, de Wikipedia Sitio web: https://es.wikipedia.org/wiki/PH-metro

Anónimo. (2015). Concepto de pH. Marzo 9, 2017, de Concepto.de Sitio web: http://concepto.de/ph/

¿Quema o recubre? Ácidos y bases

Hoy vamos a hablar, de la manera más corta y acertada posible, acerca del... trrrrr *redoble de tambores por favor* .................................

¡pH! o Potencial de Hidrógeno. 

Todas las sustancias que utilizamos en nuestra vida cotidiana tienen un pH diferente, este término nos indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución, se trata de una medida de la acidez de una disolución. 

Aquí te dejo una tablita con las propiedades de los ácidos y las bases para que sepas diferenciarlas: 

Veamos qué es la acidez o alcalinidad para que quede claro, para determinarla se utiliza la escala de pH, que va de 0 a 14. Así, cuando la sustancia marca un pH de 7, la llamamos sustancia neutra, si es menor a ese valor entonces es ácida  y si es mayor será alcalina o básica

Por último tocaré el tema de la fórmula del pH, las concentraciones de [H3O^+] y [OH^-] en disolución, tienen como resultados, cantidades muy pequeñas que se hace incómodo manejar, por lo cual, se utiliza la forma más rápida y práctica para medir la acidez y basicidad de una disolución, es decir, utilizando el concepto de pH.

Por definición, el pH de una disolución es el logaritmo negativo de una expresión numérica de la concentración molar de iones [H3O^+]. Así, una disolución acuosa vale:  

Te dejo por aquí un link a un video que te puede ayudar a entender mejor la aplicación de esta fórmula en compuestos: Video del pH

Eso sería en resumidas cuentas todo por hoy, espero que la información te haya sido útil y comprendas la importancia de conocer estos datos pues recuerda que química hay en todos lados y a todas horas.

Fuente: Evelia Murillo Gutiérrez q. (2016). Química II. México: Umbral 

Secretos de la Estequiometría Revelados

PROBLEMARIO DE ESTEQUIMETRÍA 

La importancia de los cálculos estequiométricos es que en la fabricación de productos químicos es uno de los esfuerzos industriales más grandes del mundo. Las química es la base de cualquier sociedad industrial. Dependemos de ella respecto a productos que utilizamos a diario como gasolina, alimentos y medicinas de la industria alimentaria; telas y ropa de las industrias textiles; casi todo lo que compramos diariamente se fabrica mediante algún proceso químico o al menos incluye el uso de productos químicos.

PROBLEMARIO DE ESTEQUIOMETRIA.

1. ¿Qué masa de óxido de aluminio se obtiene si reaccionan 54 g de aluminio con suficiente oxígeno? La ecuación química ajustada es la siguiente:

4 Al + 3O2 → 2 Al2O3

Procedimiento:
4Al - 2Al 2(*) O 3(*)

108g - 204gmol

54g - 102g

Resultado: 102g        Relación: masa-masa


2. Para obtener oxígeno en el laboratorio se descompone el clorato de potasio (KClO3) en cloruro de potasio (KCl) y dioxígeno (O2), calentando en presencia de un catalizador. ¿Cuántos moles de oxígeno obtendrás si descompones 306 g de KClO3?
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

Procedimiento:
2KClO 3(*) - 3O 2(*)
246g - 3 moles
306g - 3.7 moles

Resultado: 3.7 moles     Relación: masa-mol

3. De acuerdo con la siguiente reacción, ¿Qué volumen de oxígeno se consume para quemar 10 g de azúcar? Balancear la ecuación:

C12H22O11 + O2 → CO2 + H2O

Procedimiento
C 12(*) H 22(*) O 11(*) - 12O 2(*)
342g - 268.8 l
10g - 7.85 l

Resultado: 7.85 litros       Relación: volumen- masa

4. El análisis de un compuesto dio la siguiente composición: K: 26,57% Cr: 35,36% O: 38,07%. Calcula la fórmula empírica del compuesto.
Procedimiento
K= 26.57
Cr= 35.36
O= 38.07

K= 26.57/39= 0.68/0.68= 1(2)= 2
Cr= 35.36/52 = 0.68/0.68 = 1(2) = 2
O= 38.07/16 = 2.38/0.68 = 3.5(2) = 1

Resultado: (K 2(*) Cr) 2(*) O 7(*)     FÓRMULA MÍNIMA

5. Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien: 19,3% de Na, y 26,9% de S y 53,8% de O. Su peso molecular es 238. Calcula la fórmula molecular.
6. Considere la siguiente reacción: Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?
2NH3 + CO2 à (NH2)2CO+ H2O

Na= 19.13
S= 26.9
O= 53.8

Na= 19.3/23 = 0.8/0.8 = 1
S= 26.9/32 = 0.8/0.8 = 1
O= 53.8/16 = 3.3/0.8 = 4

P.M= 2NaSO 4(*)
Na 2(*)  S 2(*) O 8(*)


7. La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
Procedimiento
2H 2(*) S - 35
68g - 96g
6.8 - 9.6

% rend = 8.2/9.6 x100 = 85.41%


8. La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Identifica al reactivo limitante y reactivo en exceso.

Procedimiento
Sb4 - 4SbCl 3(*)
488g - 908g
3 - 5.5g
EXCESO

6Cl 2(*) - 4SbCl 3(*)
420g - 908g
2 - 4.32g
LIMITANTE


% rendimiento = 3.65/4.32 x100 = 84.4


En conclusion la estequiometría es una herramienta crucial para una industria, en el que a partir de una ecuación quimica podemos extraer mucha informacion y establecer relaciones para la optimización de un producto sea jabón, gasolina u otros, ademas una ventaja es que tambien en las ecuaciones se pueden obtener datos de cantidad, de eficiencia y de resultados.

Si desean descargar este problemario les dejo el link donde podrán encontrar el archivo PDF: Descargar Aquí Problemario

Bibliografía
Anónimo. (2015). Estequiometría. Marzo 8, 2017, de Profesor en Línea Sitio web: http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Estequiometria.html
Anónimo. (2012). Importancia De Los Calculos Estequiometricos. Marzo 8, 2017, de BuenasTareas Sitio web: http://www.buenastareas.com/ensayos/Importancia-De-Los-Calculos-Estequiometricos/4064139.html

Publicado el 04/03/17

Editado 09/03/17

Proporcionando ando (Ley de las proporciones equivalentes)

Como ya se ha explicado en este blog, las leyes estequiométricas son parte muy importante de la química, ya que dictan el comportamiento que tendrán los elementos en las reacciones químicas, y por esta razón es importante que las conozcamos y podamos reconocerlas y aplicarlas. En esta entrada se hablará de una de estas leyes, se hablará de la ley de proporciones equivalentes. La cual estipula lo siguiente:

"Las masas de los elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un elemento dado son las masas relativas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas."

Los conceptos asociados a esta ley son reactivo limitante y en exceso, así como rendimiento de una reacción real, teórico y porcentual de una reacción química.

Ahora surge la siguiente pregunta:

¿Qué es un reactivo limitante?

Es el reactivo que está en menor proporción en una reacción química. Y por consiguiente se infiere que el reactivo en exceso es aquel que siempre sobra en una reacción química.

En las reacciones químicas intervienen diversas sustancias, una de ellas siempre se termina primero, y por lo tanto limita o detiene la reacción.

A continuación les mostraremos un ejemplo para que comprendan cómo obtener e identificar cada tipo de reactivo: Supongamos que se mezclan 637.2 g de NH3 con 1142g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2 CO] se obtendrán? 

2NH3 + CO2 ----> (NH2)2 CO + H2O

Paso 1

Establece la relación y proporción que se llevará a cabo entre el primer reactivo y el producto.

2NH3 ----> (NH2)2 CO

Paso 2

Coloque los valores del peso molar de los compuestos.

34 g ----> 60 g

Paso 3

Coloque debajo de la masa molecular del reactivo el gramaje indicado en el problema y debajo de la masa del producto una x, indicando que es el valor que deseamos conocer.

34 g ----> 60 g

637.2 g ----> x        

Paso 4

Obtenemos el valor de la incógnita.

x = (637.2)(60) / 34

x = 1124.1 g

Paso 5

Realizamos el mismo procedimiento con el otro reactivo, establecemos relaciones.

CO2 ----> (NH2)2 CO

44 g ----> 60 g          

1142 g ----> x                

Paso 6

Encontremos la incógnita.

x = (1142)(60) / 44

x = 1557.22 g

  

El reactivo limitante es 2NH3, y CO2 es el reactivo en exceso. Ya que 1124.1 g < 1557.22 g.

La respuesta es: Se obtienen 1124.1 g de Urea.

Ya que como acabamos de mencionar el reactivo limitante es el que detiene la reacción.

* Es de vital importancia que antes de comenzar a realizar cualquier cálculo, comprobemos que la ecuación está balanceada.

Rendimiento de reacción

Si elaboramos algún producto es necesario conocer las cantidades exactas que participan en la reacción para tener el máximo rendimiento en la misma y así obtener todo el producto posible.

Entonces existe el rendimiento teórico, que se calcula antes de la reacción química, y el real que se conoce al momento de recoger el producto elaborado y final.

Hablamos de rendimiento de reacción teórica cuando se utiliza todo el reactivo limitante, sin embargo, éste generalmente no coincide con el rendimiento real, el cual es casi siempre menor debido a errores en el proceso.

El rendimiento porcentual nos permite saber la eficiencia de una reacción. Este de calcula con la siguiente fórmula: Rendimiento porcentual = rendimiento real/rendimiento teórico x 100.

Demostraremos en 2 ejemplos diferentes cómo se llevan a cabo estos cálculos. Ejemplos:

1. La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3 g de antimonio y 2 g de Cloro es de 3.65 g. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Identifica el reactivo limitante y en exceso.

Sb4 + 6 Cl2 ----> 4 SbCl3

Paso 1
Hacer los cálculos para identificar el reactivo limitante y en exceso.

Sb4 ----> 4 SbCl3

488 g ----> 908 g     

3 g ----> x        

Paso 2

Obtener el valor de x.

x = (3)(908) / 488

x = 5.5 g

Paso 3

Encontrar el valor del otro reactivo.

6 Cl2 ----> 4 SbCl3

420 g ----> 908 g   

2 g ----> x      

x = (2)(908) / 420

x = 4.32 g

Ahora nos podemos dar cuenta que 6Cl2 es el reactivo limitante y Sb4 el reactivo en exceso.

Paso 4

Utilizando la fórmula para obtener el rendimiento procentual. El valor del rendimiento real se nos da en la descripción del problema y el rendimiento teórico es el valor del reactivo limitante.

Rendimiento porcentual = rendimiento real/rendimiento teórico x 100

Rend. % = (3.65 g / 4.32 g) x 100

Rend. % = 84. 4 %

Reactivo limitante: Cloro

Reactivo en exceso: Antimonio

Teóricamente se producen 4.32 g de Cloruro de antimonio.

El rendimiento de la reacción es: 84.4 %

2. La reacción es de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?

2 H2S + SO2 ----> 3S + 2 H2O

Paso 1

Sacar el rendimiento teórico, ya que ya sabemos qué reactivo es el limitante, sólo debemos realizar este proceso una vez.

2 H2S ----> 3S     

68 g ----> 96 g

6.8 g ----> x     

x = (6.8)(96) / 68

x = 9.6 g

Paso 2

Obtener el rendimiento procentual.

Rendimiento porcentual = rendimiento real/rendimiento teórico x 100

Rend. % = (8.2 g / 9.6 g) x 100

Rend. % = 85. 41 %

El rendimiento porcentual de la reacción es: 85. 41 %

En conclusión, es importante tener claras las definiciones y las fórmulas presentadas en esta entrada, ya que son base de temas más complicados y no duden que volverán a ver estos temas  más adelante en nuestro blog, este ha sido el equipo de QuimiCurie.

¡Hasta la siguiente entrada!

Bibliografía 

Murillo Gitiérrez, E. & Magdaleno Peñaloza, N.. (2017). Química II. México, Ciudad de México: Umbral.

Anónimo. (2015). Reactivo Limitante y Rendimiento. Marzo 5, 2017, de Uva Sitio web: http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html

Anónimo. (2010). Reactivo en exceso y reactivo limitante – Estequiometría. Marzo 6, 2017, de Química Inorgánica Sitio web: http://www.fullquimica.com/2014/02/reactivo-en-exceso-y-reactivo-limitante.html

Formulita y formulota (Fórmula mínima y molecular)

Antes que nada deben saber que la fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede darnos información adicional como la manera e que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluo su distribución en el espacio. La fórmula química permite determinar la composición procentual de cada elemento en una sustancia compuesto. Los porcentajes así obtenidos son una expresión de la ley de la composición definida.

Fórmula mínima (o empírica)

La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto.

Por ello, a veces, se llama fórmula mínima y se representa con "fm". Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula.

Ejemplo

Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien:

K = 26.57 %

Cr = 35.36 %

O = 38.07 %

Encuentra la fórmula mínima del compuesto.

Paso 1

Divide el porcentaje de cada elemento entre la masa atómica del mismo.

K = 26.57 % / 39 = 0.68
Cr = 35.36 % / 52 = 0.68
O = 38.07 % / 16 = 2.38

Paso 2

Los cocientes encontrados se van a dividir entre el más pequeño de todos.

K = 0.68 / 0.68 = 1
Cr = 0.68 / 0.68 = 1
O = 2.38 / 0.68 = 3.5

*En este caso se multiplicarán todos los cocientes por dos, debido a que un de ellos tiene .5


K = 0.68 / 0.68 = 1*2 = 2
Cr = 0.68 / 0.68 = 1*2 = 2
O = 2.38 / 0.68 = 3.5*2 = 7

Paso 3

El resultado de las divisiones será el subíndice de la fórmula.

K = 2
Cr = 2
O = 7

La fórmula empírica es: K2Cr2O7




Fórmula molecular

Es una representación convencional de los elementos que forman una molécula o compuesto químico. Una fórmula molecular se compone de símbolos y subíndices numéricos; los símbolos se corresponden con los elementos que forman el compuesto químico representado y los subíndices, con la cantidad de átomos presentes de cada elemento en el compuesto. También se llama fórmula verdadera porque representa exactamene el número de partículas de cada elemento que el compuesto posee.

Ejemplo

Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien:

Na = 19.3 %
S = 26.9 %
O = 53.8 %

Su peso molecular es 238. Calcula la fórmula molecular.

Paso 1

Encuentra la fórmula mínima del compuesto.
Divide el porcentaje de cada elemento entre la masa atómica del mismo.

Na = 19.3 % / 23 = .8
S = 26.9 % / 32 = .8
O = 53.8 % / 16 = 3.3

Paso 2

Los cocientes encontrados se van a dividir entre el más pequeño de todos.

Na = 0.8 / 0.8 = 1
S = 0.8 / 0.8 = 1
O = 3.3 / 0.8 = 4

Paso 3

El resultado de las divisiones será el subíndice de la fórmula.

Na = 1
S = 1
O = 4

La fórmula empírica es: NaSO4

Paso 4

Divide el peso molar real entre el peso de la fórmula mínima.

n = 238 / 119 = 2

Paso 5

Multiplica la fórmula mínima por el cociente anterior.

FM = 2 NaSO4

La fórmula molecular es: Na2S2O8


Esperamos que hayan comprendido la explicación y sus dudas se hayan aclarado, esto esmuy importante debido a que es un tema de vital importancia en la química y nos interesa que tú puedas aprender y repasar. No olviden dejar su opinión en los comentarios. ¡Amen lo química y... ¡nos leemos!

Referencias bibliográficas:

Murillo Gitiérrez, E. & Magdaleno Peñaloza, N.. (2017). Química II. México, Ciudad de México: Umbral.

Osorio Giraldo R. D.. (2015). Fórmula empírica y molecular. Marzo 3, 2017, de Universidad de Antioquia Sitio web: http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/mod/page/view.php?id=242