Química General uno Reporte Prácticas 13 y 14 PDF

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Universidad Nacional Autónoma de MéxicoFacultad de QuímicaLaboratorio de Química general 113° y 14° Reporte: Preparación de disoluciones y Ley deconservación de la materia (Transformaciones sucesivas decobre)Profesor: Tafoya Rodríguez Marco AntonioGrupo de laboratorio: 54Equipo 1:Espinosa Vargas Daf...

Description

Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Química Laboratorio de Química general 1

13° y 14° Reporte: Preparación de disoluciones y Ley de conservación de la materia (Transformaciones sucesivas de cobre)

Profesor: Tafoya Rodríguez Marco Antonio Grupo de laboratorio: 54 Equipo 1: Espinosa Vargas Dafne Martínez Cruz Luisa Fernanda Pablos Zunun Ximena Fecha de entrega: Martes 23 de noviembre de 2021

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TABLA DE CONTENIDO

Resultados experimentales………………………………………………………………2 Cuestionarios…………………………………………………………………………...…7 Análisis de resultados …………………………………….…………………….………12 Conclusiones …………………………………………………………….……………….14 Bibliografía …………………………………………………………………………..……15

2

RESULTADOS EXPERIMENTALES 1. Preparar 50 mL de cada una de las disoluciones de la tabla 1. Y escribe en la tabla 1, la información de los reactivos que vas a utilizar para preparar las disoluciones. Información que se encuentra en la etiqueta de cada uno de los reactivos.

Imágen 1.

2. Con la información de la tabla 1, se calculó la cantidad de reactivo necesaria para preparar cada una de las disoluciones, que se pidió en el cuestionario previo. 3. Elabora etiquetas para cada una de las disoluciones indicando los siguientes datos: Nombre y concentración de la disolución Fecha de preparación Nombre de los responsables de la preparación.

Imágen 2.

4. Coloca una etiqueta en un vaso de precipitados de 50 mL y otra en el recipiente donde se almacenará la disolución (asegúrate de que esté limpio y seco).

Imágen 3.

5. Recuerda las precauciones que debes tomar antes de mezclar un ácido con agua (de acuerdo con lo que investigaste en la tarea previa). Mide la cantidad de reactivo necesaria (de acuerdo con los cálculos que realizaste) y colócala en el vaso de precipitados de 50 mL. Imágen 4.

3

6. Añade agua hasta aproximadamente la mitad del volumen que deseas preparar.

Imágen 5.

7. Con ayuda de un embudo transfiere la disolución del vaso de precipitados a un matraz aforado del volumen a preparar, ten cuidado de dejar un espacio entre el tallo del embudo y las paredes del matraz para permitir la salida de aire.

Imágen 6.

8. Lava varias veces con agua destilada el vaso de precipitados que utilizaste, para asegurarte que todo el reactivo pase al matraz. Ten precaución de no utilizar mucha agua en cada lavado para no excederte del aforo (la línea en el matraz, que indica el volumen exacto de la disolución). Después de cada lavado homogeniza la mezcla dentro del matraz. Este procedimiento es muy importante porque en muchos casos el volumen y la temperatura final de la disolución pueden cambiar. Imágen 7.

10. Antes de completar el volúmen de la disolución, asegurarse de que se encuentren a temperatura ambiente. Una vez que las disoluciones estén a temperatura ambiente afora cada una de ellas. Coloca el tapón y homogeniza la disolución colocando boca abajo el matraz con precaución. 11.Vierte cada disolución en el recipiente correspondiente y guárdalas en tu gaveta para utilizarlas en la siguiente práctica.

4

P14 1. Mide, con la mayor precisión y exactitud posibles, 10 mL de la disolución de nitrato de cobre (II) 0.10 mol/L, que preparaste en la sesión anterior, y colócalos en un vaso de precipitados de 100 mL.

Imagen 9. 2. Añade aproximadamente 40 mL de agua destilada y 1 mL de NaOH 3.0 mol/L agitando continuamente.

Imagen 10. 3. Permite que el precipitado obtenido se sedimente y observa el color de la disolución. Si todavía muestra color, continua agregando sosa hasta que la precipitación sea completa. Registra en la tabla 2 el volumen utilizado. 4. Calienta la muestra anterior hasta observar un cambio de color completo.

Imagen 11.

5

5. Filtra el precipitado y lava con agua destilada hasta que el pH sea neutro utilizando un indicador de pH apropiado. (sobrenadante R1)

Imagen 12. 6. Añade sobre el óxido que se encuentra en el papel filtro H2SO4 3.0 mol/L hasta que todo el precipitado reaccione y se disuelva. Recibe el filtrado en un vaso de precipitados. Registra en la tabla 2 el volumen de ácido sulfúrico utilizado.

Imagen 13. 7. Finalmente añade a la disolución una o dos granallas de zinc previamente medida su masa en la balanza y permite que se lleve a cabo la reacción. Si la disolución sigue presentando color, añade un poco más de zinc. Registra en la tabla 2 la cantidad de zinc utilizado.

Imagen 14.

6

8. Filtra el cobre obtenido empleando un embudo de filtración al vacío con un papel filtro previamente medida su masa (sobrenadante R2). Lávalo varias veces con agua destilada y finalmente con 5 mL de una mezcla de etanol y acetona.

Imagen 15. 9. Deja evaporar la mezcla de alcohol/acetona y seca en la estufa el cobre obtenido hasta que su masa sea constante.

Imagen 16. 10. Registra la masa obtenida de cobre (R3) en la tabla 2. 11. Repite el procedimiento experimental por lo menos tres veces. Tabla 1, completar con los resultados

Disolución

Reactivo

Información sobre el reactivo que se encuentra en la etiqueta

Volumen Cantidad de de reactivo disolución (mol) para a preparar la preparar disolución

Cantidad de reactivo (g o mL) para preparar la disolución

NaOH 3 mol/L

NaOH (sólido) Pureza: 95% m/m Masa molar: 40 g/mol

100 mL

0.315 mol

12.63 g

H2SO4 3 mol/L

H2SO4 (concentrado)

100 mL

0.3061 mol

16.317mL

Pureza: 98 %m/m Densidad: 1.84 g/mL

7

Masa molar: 98.08 g/mol Cu(NO3)2 0.1 mol/L

Cu(NO3)2 ·2.5 H2O (sólido)

Pureza: 99 %m/m Masa molar: 232.597g/mol

100 mL

0.01009 mol

2.349 g

Masa molar Hidróxido de sodio: Na: 22.9 ; O: 15.9 ; H: 1. 007 = 39.99 g/mol

Ácido sulfúrico: H: 1. 007 × 2 ; S:32. 065 ; O: 16 × 4 = 98.079 g/mol

Nitrato de cobre (II): Cu: 63.546 ; N: 14. 0067 × 2 ; O: 16 × 6 = 187. 56 187.56 + (18.015)(2.5) = 232.597 g/mol

H:1 × 2 ; O: 16 = 18. 015

Cantidad de reactivo (mol) 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 12. 63 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 40 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.315 mol de NaOH 16. 317 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 ×

1.84 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. 1 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙.

2. 349 𝑔 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 ·2. 5 𝐻2𝑂 ×

3 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙.

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 98.08 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4

1 𝑚𝑜𝑙 232.597 𝑔

Cantidad de reactivo (g o mL) Hidróxido de sodio: 3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 100𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. × 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. × Ácido sulfúrico: 100𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. ×

×

×

40 𝑔 1 𝑚𝑜𝑙

98.08 𝑔 1 𝑚𝑜𝑙

= 0.3061 mol de H2SO4

= 0.01009 mol de Cu(NO3)2 ·2.5 H2O

×

×

100 𝑔 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 95 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻

100 𝑔 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 98 𝑔

1,199,910 95,000

=

=

1 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. 1.84 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙.

=12.63 g

=

2,942,400 180,320

=

16.317mL Nitrato de cobre (II): 0.1 𝑚𝑜𝑙 100𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. × 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. ×

232.597 𝑔 1 𝑚𝑜𝑙

×

100 𝑔 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 99 𝑔

=

232,597 99,000

=2.349 g

CUESTIONARIO FINAL 1. Adapta el método general recomendado en la práctica y describe cómo prepararías las siguientes disoluciones, incluye los cálculos que se necesitan para saber las cantidades a utilizar. a) 200 mL de una disolución 0.1 mol/L de NaOH comercial al 96 % de pureza. Al ser un reactivo sólido primero se mide la cantidad de reactivo, en este caso se midieron 0.833g de NaOH (se pesa utilizando una balanza y un vidrio de reloj) después, se pasa a un vaso de precipitado con la ayuda de una espátula para

8

proceder a disolver, con una pista con agua destilada,se enjuaga el vidrio de reloj para evitar que no se quede reactivo en el vidrio de reloj (puesto que afectaría la concentración final), después, se disuelve el sólido con un cuarto de la disolución que se va a preparar, con un agitador se va a revolver hasta que quede disuelto completamente. Posteriormente con ayuda de un embudo se trasvasa la solución a un matraz aforado (este paso se debe repetir por lo menos tres veces ya que no deben quedar residuos, el agua que se está utilizando debe ser otro cuarto del volumen una vez agregado, se contará con la mitad del volumen y se homogeniza el volumen y se vuelve a utilizar otra cierta cantidad para volver a homogeneizar, se va repetir este procedimiento hasta antes de llegar al cuello del matraz (en esta parte se encuentra la marca de aforo) esto se debe realizar a la altura de los ojos para evitar el error de paralaje, después se tapa el matraz,y se invierte por lo menos tres veces, para que quede completamente homogeneizada la disolución. 200𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. ×

0.1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙.

×

40 𝑔 1 𝑚𝑜𝑙

×

100 𝑔 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 96 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻

=

80,000 96,000

= 0.833 g

b) 250 mL de una disolución 0.5 mol/L de Cu(NO3)2 partiendo de Cu(NO3)2 • 3H2O comercial al 98 % de pureza. Como es un reactivo sólido primero se mide la cantidad de reactivo, en este caso se midieron 30.8112g (en un vidrio de reloj y se pesa en una balanza digital, después, se pasa a un vaso de precipitado con la ayuda de una espátula para poderlo disolver, con una piseta con agua destilada se enjuaga el vidrio de reloj ya que no debe quedar reactivo en el vidrio de reloj (va que afectaría la concentración) invierte por lo menos tres veces, para que quede completamente homogeneizada la disolución. Cu: 63.546 ; N: 14. 0067 × 2 ; O: 16 × 6 = 187. 56 187.56 + (18.015)(3) = 241.605 g/mol

250𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙. ×

0.5 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙.

×

241.605 𝑔 1 𝑚𝑜𝑙

×

H:1 × 2 ; O: 16 = 18. 015

100 𝑔 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 98 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻

=

3,020,062.5 98,000

= 30.816

241. 6 𝑔 𝑑𝑒 Cu(NO3)2 • 3H2O →30.816 mol de reactivo 187.56 g de Cu(NO3)2→ 𝑥 = 23.940 mol del reactivo c) 1 L de una disolución 0.3 mol/L de H2SO4, partiendo de H2SO4 2 mol/L. Vaciar un poco más de lo solicitado para la disolución el ácido sulfúrico en un vaso de precipitado, después con una pipeta graduada tomar del vaso de precipitado los 6.67 ml de H2SO4, al tomar el volumen hay que verificar que no queden burbujas en la pipeta, posteriormente verter el líquido en un matraz aforado y agregar un cuarto del total de mezcla de agua destilada para empezar a homogeneizar (esto se debe realizar a la altura de los ojos para evitar el error de paralaje), después vaciar el contenido del matraz aforado a donde se vaya a guardar la disolución y al matraz aforado ir agregando agua destilada hasta que se llegue al volumen deseado (en este caso a un litro) para que no quede ningún residuo en este y no haya pérdida de

9

concentración del reactivo, por último revolver para que se homogenice bien la disolución. V1 • M1 = V2 • M2

V1 =

𝑉2•𝑀2 𝑀1

M1= 2 mol

M2 = 0.3 mol

V1 =

1000 𝑚𝐿 • 0.3𝑀 2𝑚𝑜𝑙

V1= ¿?

V2 = 1000 mL

= 150 mL

2. En la preparación de disoluciones ¿Para cuáles expresiones de concentración es fundamental conocer el volumen final? Las principales son para las de moralidad, la cual se expresa en mol/L, y para el porcentaje masa/volumen (%m/v). 3. Conclusiones: En conclusión con el desarrollo experimental de la presente práctica nos pudimos percatar de que la concentración de una solución depende directamente de los factores de molaridad, la cual es una propiedad que determina las características de una disolución. Así mismo, es necesario conocer la cantidad de reactivo a utilizar con precisión al realizar una disolución, ya que se requiere tanto para obtener la concentración deseada como para no hacer mal uso de estos. Además el estudio de las soluciones posee una gran importancia, puesto que se puede decir que es la base de la industria química, por un sin número de procesos y productos provienen de los compuestos entre solutos y disolventes, como en el caso de la industria de los alimentos, perfumes, farmacéuticos, pinturas, etc. P14 Ley de conservación de la materia (Transformaciones sucesivas de cobre) 1. Completa las ecuaciones que corresponden a las reacciones sucesivas de cobre que se encuentran en la tabla 1 y describa las características de los compuestos de cobre formados. Tabla 1. Reacciones sucesivas de cobre Ecuación

Características físicas de los compuestos de cobre

Cu(s) + 4HNO3 (ac) → Cu(𝑁𝑂 )

3 2( 𝑎𝑐)

Cu(NO3)2 (ac) + 2NaOH

(𝑎𝑐)

+2𝑁𝑂 + 2𝐻 𝑂 2

2

→ Cu(𝑂𝐻)2 (𝑠) + 2𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

Cu(OH)2 (s) → 𝐶𝑢𝑂(𝑠) + 𝐻2𝑂

Disolución color azul Disolución color azul intenso Disolución color café

10

𝐶𝑢𝑂(𝑠) + H2SO4 (ac) → 𝐶𝑢𝑆𝑂4 (𝑎𝑐)+ 𝐻2𝑂

Disolución color azul claro

CuSO4 (ac) + 𝑍𝑛(𝑠)→ 𝐶𝑢(𝑠)+ 𝑍𝑛𝑆𝑂4 (𝑎𝑐)

Disolución incolora

𝑍𝑛(𝑠) + H2SO4 (ac) → 𝑍𝑛𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔)

Disolución color negro

2. Calcula la cantidad de reactivos que se requerirían considerando los 10 mL de disolución de nitrato de cobre (II) 0.1 mol/L que utilizaste y compáralas con las que se utilizaron en el experimento. Registra tus resultados en la tabla 2 y anota tus cálculos. Tabla 2. Cantidades teóricas y experimentales Reactivo

Cantidad teórica

Cantidad experimental Experimento 1

Experimento 2

Experimento 3

-

-

-

-

NaOH 3 mol L-1 (mL)

0 .08

10.0

5.3

7.5

H2SO4 3 mol L-1 (mL)

0.098

3.0

2.2

5

Zn (g)

0.065

0.21

0.19

0.22

Cu (g)

0.063

0.048

0.076

0.051

HNO3 14 mol L-1 (mL)

Masa de Cu promedio = 0.0583 Cálculos: 0.1 mol/ L Cu(NO3)2 (0.01L de disolución) = 0.001 mol de Cu(NO3)2 2 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

0.001 mol Cu(NO3)2 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2

= 0. 002𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4

40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

= 0.08 g NaOH

98 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4

0.001 mol Cu(NO3)2 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 = 0. 001 𝑚𝑜𝑙 𝐻 𝑆𝑂4 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4 = 0.098 H2SO4 2 0.001 mol Cu(NO3)2

1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛 = 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2

65.3 𝑔 𝑑𝑒 𝑍𝑛 1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛

0. 001 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

0.001 mol Cu(NO3)2 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 = 0. 001 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

Promedio Cu: 0.048+0.076+0.051=

63.5 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑢 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

0.175 = 0.0583 4

= 0.065 Zn

= 0.063 Cu

11

3. Con la masa promedio de Cu, determina el rendimiento de la reacción mediante la siguiente ecuación: 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =

0.0583 0.063

× 100 = 92.539

4. Calcula el porcentaje de error de cada experimento. % error=

|𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜−𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙| 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜

× 100

Experimento 1 : % error=

|0.063 − 0.048| 0.063

𝑥 100 = 23.8%

Experimento 2: % error=

|0.063 − 0.076| 0.063

𝑥 100 = 20.63%

Experimento 3: % error=

|0.063 − 0.051| 0.063

𝑥 100 = 19.047%

5. ¿Qué pasa si se agrega una cantidad mayor de a) hidróxido de sodio, b) de ácido sulfúrico, c) de zinc, a la que se necesita estequiométricamente, para llevar a cabo las transformaciones de los compuestos de cobre? Fundamente su respuesta con base en las ecuaciones planteadas. Si se agrega una cantidad mayor de hidróxido de sodio, ácido sulfúrico o zinc se formarían la misma cantidad de compuestos de cobre debido a la ley de la conservación de la materia. 6. De acuerdo con la siguiente ecuación ¿Qué cantidad de HNO3 concentrado (14 mol/L) se requerirá para que reaccione con la masa promedio de cobre que obtuviste? Cu (s) +4 HNO3 (ac) → Cu(NO3)2 (ac) + 2NO2 (g) +2 H2O (l) Volumen de HNO3 14 mol/L (mL) =0.2314 mL 0.0583 x

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 63.5 𝑔 𝐶𝑢

𝑥

4 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

𝑥

63 𝑚𝐿 𝐻𝑁𝑂3 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3

= 0.2314 mL HNO 3

12

ANÁLISIS DE RESULTADOS Si bien es cierto, al realizar la práctica número 13 se tomó como base a la tabla número

1

en

la

cual

se indican las

disoluciones que se deben llevar a cabo, preparando 50 mL de cada una de ellas. Fue de suma importancia añadir agua hasta aproximadamente

la

mitad

del

volumen

que

se

deseó

Imagen

1.

preparar. Tal que así, fue indispensable tomar en cuenta información sobre los reactivos tales como la pureza, densidad y masa molar. Para ello, fue de gran utilidad la tabla número 1 en la que se concentran los datos iniciales y se elaboraron etiquetas para las disoluciones y así tener más control de ellas, ya que si bien tenemos tres reactivos iniciales: NaOH (sólido), H2SO4, Cu(No3)2 • H20 (sólido). Calculamos en un inicio la masa molar de las tres disoluciones tomando en cuenta su masa atómica, tomando en cuenta la concentración de cada una de ellas. Se calculó la cantidad de reactivos en mL o gramos y para ello fue de gran ayuda el método de factores, al final se obtuvo que en el caso de hidróxido de sodio tenemos 12.63 g, mientras que para el ácido sulfúrico tenemos 16.317mL, y finalmente para el nitrato de cobre es necesario 2.349 g. Acto seguido, se calculó la cantidad de reactivo (mol) de cada disolución multiplicando los gramos o mililitros de cada reactivo por 1 mol entre el volumen de la mezcla homogénea. Tal que así, los resultados que se obtuvieron fueron: Son necesarios 0.315 mol de NaOH para la primera disolución. Para la segunda son necesarios 0.3061 mol de H2SO4 y para la tercera 0.01009 mol de Cu(NO3)2 ·2.5 H2O. Finalmente, para la primera parte de la práctica dada la manera que se recomendó para preparar las disoluciones se hacen las operaciones correspondientes en el

13

primer caso tenemos 200 mL de una disolución 0.1 mol/L de NaOH comercial al 96 % de pureza y obtuvimos 0.833 g. Para el segundo caso tenemos el dato de 250 mL de una disolución 0.5 mol/L de Cu(NO3)2 partiendo de Cu(NO3)2 3H2O comercial al 98 % de pureza y obtuvimos 30.816, finalmente 1 L de una disolución 0.3 mol/L de H2SO4, partiendo de H2SO4 2 mol/L y el resultado fue 150 mL. Gracias a ello deducimos que es importante conocer el volumen final, en las disoluciones de molaridad (mol) y para el porcentaje masa volúmen. Fue importante tener en cuenta el manejo de ácidos, ya que, es menester saber que agregamos el ácido al agua, no al revés. Mientras tanto, para la práctica número 14, se recabaron los datos correspondientes a las reacciones sucesivas del cobre, para ello, se formularon las ecuaciones y se describió el cambio en el color del cobre que se obtuvo al final. Esto luego de que las reacciones químicas tuvieran lugar, recordemos que es indispensable saber los indicativos para afirmar sí se llevó a cabo o no. Además, se calculó la cantidad de reactivos que se requerirían considerando los 10 mL de disolución de nitrato de cobre (II), dichos resultados fueron escritos dentro de la tabla número dos en la que tenemos los reactivos y calculamos la cantidad teórica dichos resultados se encuentran en el rango de 0.06 a 0.08. Además, tenemos como datos la cantidad experimental ...