Practica 1 -QII Mol

Unidades Químicas (Mol).
BACHILLERATO CUATRIMESTRAL. QUÍMICA II
Elaboró: Oliva Lorena Torres Rivera
Nombre: _________________________________________________________________________
Actividad previa:
1. Objetivo:
2. Hipótesis experimental:
3. Identifica una variable y explica si es independiente o dependiente:
4. En la parte posterior de la hoja realiza un diagrama de flujo para explicar el desarrollo de la práctica.
Material y Reactivos:
Balanza granataria
Tubo o alambre de cobre.
4 vidrios de reloj o cuatro cajas de Petri.
Retazos o piezas de aluminio
2 vasos de precipitado de 500mL
Clavos de fierro sin oxidar
4 vasos de precipitado de 100mL
4 espátulas
4 pipetas
Sacarosa
Cloruro de sodio
Bicarbonato de sodio
Agua
Alcohol etílico
Acetona
Fundamento:
La estequiometria nos permite obtener información cuantitativa de las sustancias que participan en una reacción química,
ya que se define como la rama de la química que estudia la relación en masa y volumen de las sustancias que
intervienen en dichas reacciones. Los cálculos estequiométricos fueron y siguen siendo la base para preparar
compuestos y mezclas, tanto en la vida diaria, como en la industria, por lo que resulta fundamental conocer en qué
proporción participan las sustancias que intervienen en una combinación (reacción) química, por ejemplo cuando
tenemos acidez estomacal esta puede neutralizarse con un antiácido empleado correctamente ya que si se utiliza en
mayor o menor cantidad este no producirá el efecto esperado. Por otra parte, la industria química debe utilizar cantidades
adecuadas para producir los compuestos con alta eficiencia, sin desperdicios y, lo que es primordial, que estos últimos
no tengan impacto nocivo para el ambiente, como hasta ahora ocurre con la emisión de gases que promueven la
contaminación de aire, tierra y agua.
Existen conceptos que debemos dominar para la aplicación correcta de la estequiometria, tales como el concepto de
masas atómicas relativas postuladas por Dalton, conforme se fueron recabando nuevos datos se adoptaron también
estándares arbitrarios para las masas atómicas de otros elementos químicos. La masa atómica se define como la masa
promedio de los átomos de un elemento en relación con la masa de un átomo de carbono 12.- Hoy en día este valor se
utiliza como estándar para determinar las masas atómicas otros elementos químicos. El concepto de mol surgió por la
necesidad de establecer una relación entre lo microscópico y lo macroscópico de la materia como unidad con un
significado físico. El mol se define como la cantidad de átomos de carbono que hay en 12 gramos de este elemento. El
número de átomos o moléculas que constituyen un mol es de (6.02 x 10 23), cifra que se conoce como número de
Avogadro.
Desarrollo:
Primera parte:
1. Determina matemáticamente la masa molar de cada una de las sustancias indicadas.
2. Utilizando vidrios de reloj para cada sustancia pesa en la balanza granataria la décima parte de un mol de dichas
sustancias (gramos que determinaste en la masa molar).
3. Etiqueta cada una de las sustancias y compara entre ellas el espacio que ocupa cada décima parte del mol.
Cantidad (mol)
1
Sustancia
Cloruro de sodio
Formula
___________________
Masa Molar (g)
__________________
1
1
1
Bicarbonato de sodio
Glucosa
Sacarosa
___________________
___________________
___________________
__________________
__________________
__________________
a. ¿Qué porcentaje de sodio contiene el cloruro de sodio?
R = _______________________________________________
b. ¿Qué porcentaje de sodio contiene el bicarbonato de sodio?
R = ________________________________________________
c. Determina los porcentajes de Carbono, Hidrógeno y Oxígeno en cada uno de los azúcares utilizados.
Azucares
Sacarosa
Glucosa
C
_________________
_________________
H
_________________
_________________
O
________________
________________
d. Cuando la sacarosa se utiliza en el cuerpo reacciona con oxígeno para liberar energía y sus productos son bióxido de
carbono y agua. Investiga la ecuación balanceada de dicha reacción.
Segunda parte:
1. Pesa las muestras de cobre, fierro y aluminio que trajiste al laboratorio. Registra los pesos
Cu _______________ g
Al ________________ g
Fe _______________ g
2. Realiza los cálculos matemáticos necesarios para determinar el número de moles presentes en los gramos de cada
uno de los elementos anteriores.
Cu ______________ moles Al _____________ moles
Fe _____________ moles
3. Auxiliándote en el número de Avogadro determina la cantidad de átomos presentes en cada una de tus muestras.
Cu _______________átomos Al _______________átomos Fe _______________átomos
Tercera parte:
1. Determina matemáticamente la masa molar (g) de cada uno de los líquidos dados a continuación:
Cantidad (mol)
1
1
1
1
Sustancia
Alcohol etílico
Agua
Agua oxigenada
Acetona
Formula
C2H5O
H2O
H2O2
C3H6
Masa Molar (g)
______________________
______________________
______________________
______________________
Reporte
1. Define el término mol.
2. ¿Cuál es la diferencia entre masa molar y peso atómico?
3. Calcula la cantidad de partículas que hay en 3 moles de CH4 (metano) y en 3 moles de Pb (plomo).
4. En una ecuación balanceada, ¿qué representan los coeficientes y los subíndices numéricos?
5. Calcula la composición porcentual de cada elemento que conforma la hemoglobina (molécula que transporta los
gases en sangre). La fórmula es C3032H4816O870S8Fe.
6. La dosis letal del cloroformo (CHCl3) es de 0.65 moles, ¿cuántos gramos deben administrarse para obtener este
efecto?
Actividad extra.
7. Calcula el volumen de 4 moles de gas butano(
)a TPN.
8. Tengo 50 g de lactosa, calcula a cuántas moles corresponde dicha cantidad.
Bibliografía.
Autor, año, título, editorial, edición y página.
Rúbrica de evaluación
Categoría
1.- Redacción de objetivos
2.- Hipótesis Experimental
3.- Variables
4.- Esquema de desarrollo
experimental
5.- Trabajo cooperativo
6.- Seguridad en el laboratorio
7.- Apariencia/Organización del
reporte
8.- Componentes del reporte
9.- Fuentes de información
10.- Investigación
Total
3
2
1
Comentarios