Prectica 1 Laboratorio de Reacciones
Páginas: 8 (1972 palabras)
Publicado: 3 de junio de 2014
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANA
UNIDAD AZCAPOTZALCO
CIENCIAS BÁSICAS E INGENIERÍA
LABORATORIO DE REACCIONES QUÍMICAS
Profesoras:
Alicia Cid Reborido
Leticia Juárez Marmolejo
Equipo 2.
Altamirano Miranda Ricardo
Bustamante Ruiz Jonatan
Cuevas Cárdenas Daniel
Mendoza Nanco Arturo Omar
Murillo Rivera Fidel Pablo
Murguía Trejo Julio César
PRACTICA 1
Principio deconservación de la materia, ley de las proporciones constantes y principio de mol.
Consideraciones teóricas.
La química se desarrolla desde hace mucho tiempo, los químicos estuvieron más interesados en las aplicaciones que derivan de la química que en sus principios fundamentales. Los principios fundamentales de la química no se conocían a ciencia cierta hasta mediados delsiglo XVIII.
En 1774, Antonie Lavoisier realizo un experimento, calentando un recipiente de vidrio cerrado que contenía una muestra de estaño y aire. Encontró que la masa antes del calentamiento y después del calentamiento era exactamente la misma. Mediante experimentos posteriores, demostró que el producto de la reacción estaño calentado, consistía en el estaño original junto con parte del aire.Poco después de este descubrimiento, Lavoisier comprobó que el oxígeno es la sustancia clave en la combustión. Además con mediciones cuidadosas, demostró que cuando se lleva a cabo la combustión en un recipiente cerrado, la masa de los productos de la combustión es exactamente igual a la de los reactivos iniciales. Llevando a Lavoisier a postular la ley de la conservación de la materia.
“La masatotal de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción”
En 1799, Joseph Proust estableció que “cien libras de cobre, disuelto en ácido sulfúrico o nítrico y precipitado por carbono de sodio o potasio, producen invariablemente 180 libras de carbonato de color verde.
De esta observación y otras similares, seconstruyó la base de la ley de la composición constante, o la ley de las proporciones definidas:
“Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masas de los elementos”
Para ver como se cumple la ley de las proporciones definidas, considere el compuesto de agua. El agua contiene dos átomos de hidrogeno (H) por cada átomo de oxigeno (O), un hecho quepuede representarse simbólicamente por una formula química, la conocida formula H2O.
Las dos muestras descritas a continuación tiene las mismas proporciones de los dos elementos, expresadas como porcentajes en masa, por ejemplo para determinar el porcentaje en masa de hidrogeno, simplemente se divide la masa de hidrogeno por la masa de la muestra y se multiplica por 100. En cada muestra seobtendrá el mismo resultado.
Muestra A
Composición
Muestra B
10.000g
27.000g
1.119g H
%H= 11.19
3.021g H
8.881g O
%O= 88.81
23.979g O
Desde la época de Dalton, los químicos han reconocido la importancia de los números relativos de los átomos, como cuando se establece que dos átomos de hidrogeno y un átomo de oxigeno forman una molécula de agua. Sin embargo no podemosconocer físicamente los átomos de una determinada muestra. Debemos recurrir a otras medidas, normalmente la masa. Esto significa que necesitamos una relación entre la masa medida de un elemento y algún número de átomos conocido.
La magnitud del sistema internacional que describe una cantidad de una sustancia, relacionada con un número de partículas de esa sustancia se denomina mol. Un mol es unacantidad de sustancia que contiene el mismo número de entidades elementales que el número de átomos de carbono-12 que hay en una cantidad de 12g exactamente de carbono-12. El número de entidades elementales (átomos, moléculas…) en un mol, es la constante de Avogadro:
NA = 6.02214199 x 1023 mol -1
Este número con frecuencia se ve redondeado a 6.022 x 1023 mol -1. La unidad mol-1 significa que...
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANA
UNIDAD AZCAPOTZALCO
CIENCIAS BÁSICAS E INGENIERÍA
LABORATORIO DE REACCIONES QUÍMICAS
Profesoras:
Alicia Cid Reborido
Leticia Juárez Marmolejo
Equipo 2.
Altamirano Miranda Ricardo
Bustamante Ruiz Jonatan
Cuevas Cárdenas Daniel
Mendoza Nanco Arturo Omar
Murillo Rivera Fidel Pablo
Murguía Trejo Julio César
PRACTICA 1
Principio deconservación de la materia, ley de las proporciones constantes y principio de mol.
Consideraciones teóricas.
La química se desarrolla desde hace mucho tiempo, los químicos estuvieron más interesados en las aplicaciones que derivan de la química que en sus principios fundamentales. Los principios fundamentales de la química no se conocían a ciencia cierta hasta mediados delsiglo XVIII.
En 1774, Antonie Lavoisier realizo un experimento, calentando un recipiente de vidrio cerrado que contenía una muestra de estaño y aire. Encontró que la masa antes del calentamiento y después del calentamiento era exactamente la misma. Mediante experimentos posteriores, demostró que el producto de la reacción estaño calentado, consistía en el estaño original junto con parte del aire.Poco después de este descubrimiento, Lavoisier comprobó que el oxígeno es la sustancia clave en la combustión. Además con mediciones cuidadosas, demostró que cuando se lleva a cabo la combustión en un recipiente cerrado, la masa de los productos de la combustión es exactamente igual a la de los reactivos iniciales. Llevando a Lavoisier a postular la ley de la conservación de la materia.
“La masatotal de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción”
En 1799, Joseph Proust estableció que “cien libras de cobre, disuelto en ácido sulfúrico o nítrico y precipitado por carbono de sodio o potasio, producen invariablemente 180 libras de carbonato de color verde.
De esta observación y otras similares, seconstruyó la base de la ley de la composición constante, o la ley de las proporciones definidas:
“Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masas de los elementos”
Para ver como se cumple la ley de las proporciones definidas, considere el compuesto de agua. El agua contiene dos átomos de hidrogeno (H) por cada átomo de oxigeno (O), un hecho quepuede representarse simbólicamente por una formula química, la conocida formula H2O.
Las dos muestras descritas a continuación tiene las mismas proporciones de los dos elementos, expresadas como porcentajes en masa, por ejemplo para determinar el porcentaje en masa de hidrogeno, simplemente se divide la masa de hidrogeno por la masa de la muestra y se multiplica por 100. En cada muestra seobtendrá el mismo resultado.
Muestra A
Composición
Muestra B
10.000g
27.000g
1.119g H
%H= 11.19
3.021g H
8.881g O
%O= 88.81
23.979g O
Desde la época de Dalton, los químicos han reconocido la importancia de los números relativos de los átomos, como cuando se establece que dos átomos de hidrogeno y un átomo de oxigeno forman una molécula de agua. Sin embargo no podemosconocer físicamente los átomos de una determinada muestra. Debemos recurrir a otras medidas, normalmente la masa. Esto significa que necesitamos una relación entre la masa medida de un elemento y algún número de átomos conocido.
La magnitud del sistema internacional que describe una cantidad de una sustancia, relacionada con un número de partículas de esa sustancia se denomina mol. Un mol es unacantidad de sustancia que contiene el mismo número de entidades elementales que el número de átomos de carbono-12 que hay en una cantidad de 12g exactamente de carbono-12. El número de entidades elementales (átomos, moléculas…) en un mol, es la constante de Avogadro:
NA = 6.02214199 x 1023 mol -1
Este número con frecuencia se ve redondeado a 6.022 x 1023 mol -1. La unidad mol-1 significa que...
Leer documento completo
Regístrate para leer el documento completo.