divisiÓn de ingenierÍa electrÓnica

Tecnológico de Estudios Superiores

de Cuautitlán Izcalli Organismo Público Descentralizado del Estado de México

DIRECCIÓN ACADÉMICA

DIVISIÓN DE INGENIERÍA ELECTRÓNICA

MANUAL DE PRÁCTICAS

QUIMICA

FECHA: 20 – MARZO-2012

ELABORO

ING. CECILIA VARGAS VELASCO

NOMBRE Y FIRMA DEL DOCENTE

REVISO

LIC. JOSE MARIANO PECH MORALES PRESIDENTE DE LA ACDEMIA

ING. AURORA RESENDIZ GUERRERO SECRETARIO DE LA ACADEMIA

AUTORIZO

ING. MARIA DEL CARMEN RODRIGUEZ PAZCUAL JEFE DE DIVSION

Vo Bo

DIRECCION ACADEMICA Y/O SUBDIRECCION DE NORMATIVIDAD Y CALIDAD ACADEMICA

SECRETARÍA DE EDUCACIÓN SUBSECRETARÍA DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR Y SUPERIOR

DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR

AV. NOPALTEPEC S/N, FRACCIÓN LA COYOTERA DEL EJIDO DE SAN ANTONIO CUAMATLA, CUAUTITLÁN IZCALLI, ESTADO DE MÉXICO TEL.: (5)8-73-73-37 FAX: (5)8-68-90-25. www.tesci.edu.mx

Ingeniería Electrónica Química

Ing. Cecilia Vargas Velasco

INDICE

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Pág.

1. Conocimiento y manejo del material de laboratorio 3

2. Espectros de emisión 14

3. Propiedades periódicas de los elementos no metálicos 20

4. Enlaces químicos 26

5. Reacciones químicas 36

6. Reacciones óxido-reducción 42

7. Ácidos y Bases 49



INTRODUCCION El hombre como ser pensante siempre ha sentido curiosidad por descubrir todo lo que pasa a su

alrededor, a través de los siglos ha hechos descubrimientos que le han dado dominio sobre su medio

ambiente. Este conocimiento le ha ayudado a satisfacer sus necesidades.

Dentro de este contexto la química juega un papel muy importante ya que nos ayuda a comprender a

nuestro planeta y más aún el universo que nos rodea.

El laboratorio es una entrada muy grande al mundo del conocimiento, en donde se despertarán

inquietudes y expectativas en el ámbito científico y humanístico. El aprendizaje experimental, ayuda al

alumno a desarrollar habilidades de pensamiento y destrezas que le permiten la aplicación de los

conocimientos adquiridos en la resolución de problemas y el permiten su vez desarrollar una

conciencia crítica y responsable de las repercusiones de la ciencia y la tecnología en la vida actual.

JUSTIFICACIÓN

La asignatura de química tiene como finalidad que el alumno adquiera conocimientos básicos sobre la

estructura de la materia, su relación con las propiedades físicas y químicas y sus aplicaciones, de tal

forma el alumno podrá efectuar una integración entre la ciencia, tecnología y sociedad.

Dentro del proceso enseñanza-aprendizaje de la química, en necesario reforzar el conocimiento

teórico adquirido mediante demostraciones y representaciones de fenómenos, a fin de comprender los

conceptos y principios que rigen a la química y considerando que esta es una disciplina científica de

carácter experimental, se utilizará el laboratorio para apoyar dicho conocimiento.

PROPÓSITO GENERAL

Las prácticas del laboratorio de química tienen como objetivo general:

1. Apoyar y reafirmar los conocimientos impartidos previamente en clase

2. Crear el interés por el método científico, facilitando la comprensión del conocimiento de la

materia.

3. Fomentar la habilidad, criterio, responsabilidad, confianza y seguridad en el desarrollo de un

experimento, aplicando lenguajes, métodos, técnicas e instrumentos básicos, así como el uso

de materiales, equipos y sustancias químicas.

4. Interpretar y registrar todas las observaciones y datos en forma exacta, completa y razonable.

5. Desarrolle la capacidad de trabajar en equipo mediante el intercambio y la discusión de

puntos de vista e ideas, en la planeación, desarrollo y evaluación e prácticas realizadas dentro

del laboratorio.

6. Ser capaz de establecer conclusiones de acuerdo con los resultados obtenidos y en base a

esto tomar decisiones que le permitan aplicar dichos conocimientos como un instrumento para

resolver problemas que posteriormente se le puedan presentar en el desarrollo de su carrera.

Tecnológico de Estudios Superiores

de Cuautitlán Izcalli Organismo Público Descentralizado del Estado de México

DIRECCIÓN ACADÉMICA

DIVISIÓN DE INGENIERÍA ELECTRÓNICA

MANUAL DE PRÁCTICAS

QUIMICA

FECHA: 20 – MARZO-2012

ELABORO

ING. CECILIA VARGAS VELASCO

NOMBRE Y FIRMA DEL DOCENTE

REVISO

LIC. JOSE MARIANO PECH MORALES PRESIDENTE DE LA ACDEMIA

ING. AURORA RESENDIZ GUERRERO SECRETARIO DE LA ACADEMIA

AUTORIZO

ING. MARIA DEL CARMEN RODRIGUEZ PAZCUAL JEFE DE DIVSION

Vo Bo

DIRECCION ACADEMICA Y/O SUBDIRECCION DE NORMATIVIDAD Y CALIDAD ACADEMICA

SECRETARÍA DE EDUCACIÓN SUBSECRETARÍA DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR Y SUPERIOR

DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR

AV. NOPALTEPEC S/N, FRACCIÓN LA COYOTERA DEL EJIDO DE SAN ANTONIO CUAMATLA, CUAUTITLÁN IZCALLI, ESTADO DE MÉXICO TEL.: (5)8-73-73-37 FAX: (5)8-68-90-25. www.tesci.edu.mx



INDICE

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Pág.

1. Conocimiento y manejo del material de laboratorio 3

2. Espectros de emisión 14

3. Propiedades periódicas de los elementos no metálicos 20

4. Enlaces químicos 26

5. Reacciones químicas 36

6. Reacciones óxido-reducción 42

7. Ácidos y Bases 49



MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

1. Durante la estancia en el laboratorio el alumno deberá utilizar obligatoriamente bata y en los

casos indicados por el profesor, lentes de seguridad y/o guantes.

2. El pelo largo debe llevarse recogido

3. Está estrictamente prohibido fumar, consumir alimentos o bebidas dentro del laboratorio

4. No se debe llevar a la boca ningún producto químico para conocer su sabor, ni tampoco tocarlo

con las manos

5. Alumnos con pelo largo deben llevarlo recogido

6. Deben lavarse las manos y quitarse la bata antes de salir del laboratorio

7. Trabajar de manera ordenada y con limpieza para evitar accidentes, manteniendo el área de

trabajo en forma ordenada sin abrigos, bolsas, y cosas innecesarias.

8. Actuar y trabajar responsablemente sin prisas y pensando en cada momento lo que se está

haciendo y con el material y reactivos ordenados.

9. No se deben hacer bromas, correr, jugar, empujar, etc., en el laboratorio

10. Está terminantemente prohibido hacer experimentos no autorizados por el profesor.

11. No se debe utilizar ni limpies ningún frasco de reactivos que haya perdido su etiqueta.

Entregarlo inmediatamente a tu profesor.

12. No se puede sustituir nunca, sin autorización previa del profesor, un producto químico por otro

en un experimento, ni utilizar un equipo o aparato sin conocer perfectamente su

funcionamiento. En caso de duda, preguntar siempre al profesor

13. No pipetear los ácidos, puede llegar a ingerirlos. 14. Leer cuidadosamente la etiqueta del frasco hasta estar seguro de que es el reactivo que

necesita, no utilice reactivos que estén en frascos sin etiqueta. Después de que utilice un reactivo tenga la precaución de cerrar bien el frasco.

SÍMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD Para una correcta manipulación de los productos peligrosos es imprescindible que el usuario sepa

identificar los distintos riesgos a través de la señalización con los símbolos de peligrosidad

respectivos. Estos símbolos son pictogramas o representaciones impresas en fondo anaranjado, utilizando en

rótulos de productos químicos y sirve como advertencia. La etiqueta en general es la primera información que recibe el usuario y es la que permite identificar el producto en el momento que se

utiliza. Todo producto químico debe llevar dicha etiqueta obligatoriamente, en un lugar visible y que

contenga la siguiente información: a) Nombre de la sustancia. Incluido en el caso de los preparados y en función de la peligrosidad

y de la concentración de distintos componentes, el nombre de alguno de ellos b) Nombre, dirección y teléfono del fabricante o importador, es decir el responsable de su

comercialización

A continuación se muestra una tabla con los símbolos de peligrosidad y su respectivo significado.



Código NFPA 704

Existe un código llamado NFPA 704 en donde por medio de una etiqueta que se le añade a los

reactivos, se identifica a los productos peligrosos, utilizando los siguientes criterios:

PRACTICA No. 1



PRÁCTICA No. 1 CONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Reconocer y manejar correctamente cada uno de los materiales de uso común en el laboratorio

de química

INTRODUCCION: La mayor parte de los instrumentos utilizados en el laboratorio son de vidrio. Este material es muy útil por su transparencia, su facilidad de limpieza, poca reactividad y su resistencia a las altas temperaturas. A continuación se describe el material de vidrio empleado con mayor frecuencia en el laboratorio y su utilidad

1. Matraz de bola aforado

Esta provisto de un cuello largo y una señal de

aforo que indica su capacidad. Este tipo de matraz es muy preciso y se utiliza para

preparar soluciones de una concentración específica

2. Matraz de redondo

Se utiliza principalmente para síntesis orgánicas y para calentar sustancias de forma

más controlada, ya que produce corrientes de convección y esto hace que el calentamiento

del líquido se más uniforme

3. Matraz erlenmeyer

Este tipo de matraces son utilizados para

mezclar, transportar y hacer reaccionar sustancias, pero no para mediciones exactas

de volúmenes ya que sus escalas producen aproximadamente un 5% de error.

Su forma disminuye el riesgo de salpicaduras

y facilita la agitación interrumpida de sustancias.

4. Matraz Kitazato:

Matraz de vidrio que presenta un vástago. Están hechos de cristal grueso refractario para

que resista cambios de presión y temperatura. Se utiliza para efectuar filtraciones al vacio.



5. Matraz de destilación Son matraces de diferente capacidad, se

emplea para calentar líquidos, cuyos vapores deben seguir un camino obligado (hacia el

refrigerente), por lo cual cuentan con una

salida lateral.

6. Vasos de precipitado:

Se utilizan para disolver, preparar o calentar.

Se fabrican en vidrio ordinario o refractario “pirex”. Hay de diversos tamaños.

Son cilíndricos y en la boca llevan un pequeño apéndice para facilitar el vertido de sustancias

o otros recipientes

7. Probeta

La probeta es un cilindro graduado provisto de una base. Se usa cuando se desea medir

volúmenes de líquidos cuya precisión no es muy elevada.

Algunas llevan una escala graduada en color

rojo, generalmente para facilitar la lectura de las mediciones.

También hay probetas hechas de plástico con las que se deben tener cuidado al usar

solventes orgánicos que las puedan disolver

8. Bureta:

Es un cilindro de vidrio, en

el extremo inferior lleva una llave que permite

controlar el flujo del líquido

que contiene.

Se usa para llevar a cabo

titulaciones (reacciones ácido-base).

Posee una escala graduada en mililitros y en fracciones de esta unidad.



9. Embudo:

Se emplean para filtrar sustancias líquidas o

para trasvasarlas de un recipiente a otro. Existen de diferentes materiales, vidrio

ordinario, vidrio refractario ( “pirex”), plástico, porcelana, según el tipo de aplicación deseada

10. Embudo de separación:

Es un embudo que tiene la forma de un globo,

y sirve para separar líquidos inmiscibles, hay

de diferentes capacidades.

11. Pipeta:

Es un tubo cilíndrico con un ensanchamiento central que mide volúmenes fijos con gran

precisión. Tienen una señal de aforo

12. Refrigerante:

Es un tubo de vidrio que presenta en cada

extremos dos vástagos dispuestos en forma alterna. En la parte interna presenta otro

tubo que se continúa al exterior terminando en un pico gotero. Su nombre se debe al tubo

interno que presenta. Se utiliza como

condensador de destilaciones. Existen varios tipos, refrigerante rosario, serpentín y recto.

Recto de Serpentín tipo rosario

13. Tubos de ensayo:

Son cilindros cerrados por uno de sus

extremos que se emplean para calentar,

disolver o hacer reaccionar pequeñas cantidades de sustancias. Pueden ser de

vidrio ordinario o refractario (“pirex”). Estos últimos son los que se deben utilizar cuando

se necesite calentar.



14. Vidrio de reloj: Son pequeños recipientes cóncavos fabricados

de cristal de buena calidad y se utilizan para

evaporar pequeñas cantidades de líquidos y para pesar sólidos

15. Cápsula de porcelana:

Se utiliza para calentar sustancias a altas temperaturas ya que este material es muy

resistente

16. Mortero con pistilo:

Generalmente están fabricados de porcelana aunque puede ser también de vidrio, se

utilizan para pulverizar sustancias sólidas o

para macerar material vegetal en procesos de extracción.

17. Varilla de vidrio:

Se utilizan como agitadores o para transvasar

sustancias. Están fabricadas de vidrio y son

huecas o macizas.

18. Termómetro:

Es un instrumento utilizado para medir la

temperatura y está formado por un capilar de vidrio de diámetro uniforme comunicado por

un extremo con una ampolla llena de

mercurio. En el laboratorio se disponen de termómetros graduados de 100°C a 300°C

generalmente.

19. Balanza:

Dispositivo mecánico o electrónico empleado

para determinar el peso de un objeto o sustancia.

Para pesar sólidos con una precisión no muy

grande se puede utilizar balanzas sencilla

granatarias y cuando la precisión es necesaria o son cantidades muy pequeñas, se

recomienda la balanza analítica

Varilla de

Vidrio

Balanza

granataria

Balanza

analítica



20. Mechero de Bunsen:

Se utiliza para el calentamiento no controlado

de muestras. Es un dispositivo de combustión que utiliza gas propano, gracias a la mezcla de

aire con el gas a lo largo de la chimenea del mechero, se lleva a cabo la combustión,

puede alcanza temperaturas hasta de 1500°C cuando su llama e azul

21. Espátula:

Puede estar construida de diferentes materiales como metal, plástico, porcelana y

se utiliza para transvasar materiales sólidos o

semisólidos.

22. Pinzas para bureta:

Se utilizan para sujetar dos buretas a la vez. Son muy útiles para titulaciones

23. Pinzas para tubo de ensaye:

Son instrumentos en forma de tenazas que sirven para sujetar los tubos de ensaye,

pueden ser de madera o metálicos.

24. Soporte universal:

Está formado por una base o pie pesado, en el

que ajusta perfectamente el extremo de una barra cilíndrica de hierro. A dicha barra se le

pueden acoplar aros y pinzas que se utilizan para sujetar otros elementos

25. Anillo de metal:

Anillo circular de hierro que se adapta al soporte universal, sirve como soporte de

otros utensilios como vasos de precipitados y

matraces.

Pinzas para

bureta



26. Tela de asbesto:

Instrumento que se coloca encima de un aro

metálico, el cual esta sujetado a un soporte universal. Sobre esta tela de asbesto se

colocan recipientes que se deseen calentar. Estas telas llevan en el centro un círculo de

asbesto que protege el vidrio de la acción

directa de la flama y contribuye a que el calor se distribuya uniformemente sobre la base del

recipiente

27. Piseta:

Se utiliza para lavar la cristalería, están hechas

de polietileno y tienen una punta que permite introducir el líquido de lavado fácilmente

dentro de los tubos de ensayo y otros recipientes.

28. Frascos de reactivos:

Se utilizan para verter gota a gota sustancias

como ácidos concentrados. Existen frascos de vidrio oscuro para evitar la acción de la luz

solar sobre sustancias, algunos tiene tapón

esmerilado.

29. Cucharilla de combustión: Un extremo se utiliza para retirar pequeñas

cantidades de sustancia y depositarla en otro

recipiente; el otro extremo para calentar pequeñas cantidades de sustancia.

30. Pinza tipo nuez:

Sirve para sujetar aro de bunsen, pinza para

balón y otros soportes similares.



CUESTIONARIO 1. Defina los siguientes conceptos

a) Medición

b) Volumen

c) Masa

2. ¿Por qué la mayor parte del material de laboratorio es de vidrio?

3. Haz un esquema del mechero de bunsen indicando sus partes y funcionamiento de ellas, ¿cuál es

la zona más caliente de la flama del mechero y hasta que temperatura puede alcanzar?



4. De los recipientes utilizados para medir líquidos en laboratorio, ¿cuál es el más preciso, por qué?

5. ¿Qué aparato se utiliza para medir soluciones con una concentración determinada?

6. ¿Qué tipo de balanza utilizarías para medir cantidades pequeñas y con una gran precisión?

7. Dibuja el código de seguridad que se manejan en los frascos de los reactivos y haz una explicación de éste.

8. Menciona 5 medidas de seguridad dentro del laboratorio



9. En la figura mostrada por el profesor, dibuje su esquema e identifique cada uno de los materiales utilizados.

MATERIAL Y EQUIPO:

Material disponible en el laboratorio

DESARROLLO EXPERIMENTAL

1. El profesor mostrará los materiales de uso más comunes en el laboratorio para que el alumno los identifique y defina su utilidad.

2. El alumno elaborará una ficha de dos de los reactivos del laboratorio, que contenga la siguiente

información, para después integrar un catálogo de reactivos:

Nombre del reactivo:

Propiedades físicas y químicas:

Toxicidad:

Código de seguridad:



Nombre del reactivo:

Propiedades físicas y químicas:

Toxicidad:

Código de seguridad:

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

Ralph a. Burns. Fundamentos de Química, Cuarta edición, Prentice Hall

Brown T. L. y Lemay Jr. H. E. Química: la ciencia central. Ed. Pearson

Chang Raymond, Química, Ed. McGraw-Hill, 7ª edición



PRACTICA No. 2 ESPECTROS DE EMISION

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Identificar algunos elementos metálicos por el color producido a la flama

INTRODUCCION: Si se coloca l mano a algunos centímetros de un foco, ¿qué sensación se experimentará? La mano se

calentará. La “luz” del foco de algún modo transmite energía hasta la mano, esta transmisión de

energía desde un punto a otro a través de la luz se le llama radiación electromagnética. Hay

muchos tipos de radiación electromagnética como los rayos X, la luz blanca (emitida por un foco

común), las de microondas, ondas de radio, etc. Las ondas tienen tres características: la longitud

de onda ( ) que es la distancia entre dos crestas o valles consecutivos en una onda, la frecuencia

( que indica cuantas ondas pasan por determinado punto en un segundo, y la velocidad que indica

la rapidez con la que se desplaza la resta de una onda. La luz también viaja en forma de ondas.

Los diversos tipos de radiación electromagnética (rayos X, microondas, etc.) difieren en su longitud de

onda, como se muestra a continuación

Las ondas electromagnéticas tienen dos tipos de propiedades, se comportan como partículas, es decir

el haz de luz que viaja a través del espacio está formado por diminutos paquetes de energía llamados fotones y además se comporta como una onda. Las diferentes longitudes de onda de la radiación

electromagnética llevan a distintas cantidades de energía, es decir a medida que la longitud de onda de la luz es más larga, la energía de sus fotones es menor



Espectro de emisión atómica Cuando los átomos reciben energía de alguna fuente se pueden se excitan y pueden liberar dicha

energía emitiendo luz. La luz emitida la transporta un fotón. De este modo, la energía del fotón

corresponde exactamente al cambio de energía que experimenta el átomo emisor. Los fotones de alta energía corresponden a la luz de longitud de onda corta, mientras que los fotones de alta energía

corresponden a la luz de longitud de onda larga. En consecuencia, los fotones de luz roja llevan menos energía que los fotones de luz azul, ya que la luz roja tiene una longitud de onda mayor que la

luz azul, El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas

electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento. Cada espectro de emisión atómico de un átomo es único y puede ser usado para determinar si ese elemento es parte de un compuesto

desconocido. Las características del espectro de emisión de algunos elementos son claramente visibles a ojo

descubierto cuando estos elementos son calentados. Por ejemplo, cuando un alambre de platino es bañado en una solución de nitrato de estroncio y después es introducido en una llama, los átomos de

estroncio emiten color rojo. De manera similar, cuando el cobre es introducido en una llama, ésta se

convierte en luz azul. Estas caracterizaciones determinadas permiten identificar los elementos mediante su espectro de emisión atómica.

El hecho de que sólo algunos colores aparezcan en las emisiones atómicas de los elementos significa que sólo determinadas frecuencias de luz son emitidas. Cada una de estas frecuencias está

relacionada con la energía con la fórmula:

donde E es la energía, h es la constante de Planck y v es la frecuencia. La frecuencia v es igual a:

v=c/λ. Donde c es la velocidad de la luz en el vacío y λ es la longitud de onda. Con esto se concluye

que sólo algunos fotones con ciertas energías son emitidos por el átomo. El principio del espectro de emisión atómica explica la variedad de colores en signos de neón, así como los resultados de las

pruebas de las llamas químicas mencionadas anteriormente.

Las frecuencias de luz que un átomo puede emitir dependen de los estados en que los electrones

pueden estar. Cuando están excitados, los electrones se mueven hacia una capa de energía superior. Y cuando caen hacia su capa normal emiten la luz.

TIPO DE LUZ EMITIDA POR DIFERENTES COMPUESTOS

COMPUESTO COLORACION A LA FLAMA

NaCl Amarillo, naranja

CuCl2 Verde

CaCl2 Rojo anaranjado

KCl Violeta

Cu So4 Verde

Ba Cl2 Amarillenta con un toque de verde

Ca Co3 Naranja

Al Cl3 Naranja

Hg Cl3 Naranja

Zn Cl2 Naranja

Pb Cl Azul claro

Li Cl Rosa oscuro

Co Cl2 Chispas amarillas y naranjas

Mg Cl2 Verde

Fe Cl3 Naranja con chispas amarillas

Cd Cl2 Rosa−naranja

Ni Cl2 Naranja− Rojo

http://es.wikipedia.org/wiki/Ondas_electromagn%C3%A9ticas

http://es.wikipedia.org/wiki/Ondas_electromagn%C3%A9ticas

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Espectro

http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Planck



CUESTIONARIO: 1. ¿Qué es una onda electromagnética?

2. ¿Qué es un espectro de absorción y de emisión?

3. ¿Qué sucede con los electrones de un átomo cuando están sometidos a una fuente externa de energía?

4. ¿Qué es la luz visible?

5. ¿Qué se observa cuando un átomo cambia de un nivel mayor a uno menor de energía? ¿Es lo

mismo para todos los elementos?



MATERIAL Y EQUIPO:

1 Mechero Bunsen Acido clorhídrico diluido (1:1) o alcohol metílico

1 Barra de grafito ( puntilla de lápiz) Cloruro de sodio

1 Espátula Cloruro de potasio 5 Vidrio de reloj Cloruro de bario

Cloruro cuproso

Cloruro de estroncio

Cloruro

DESARROLLO EXPERIMENTAL:

1. Colocar en los vidrios de reloj las sustancias que proporcione el profesor

2. Tomar un lápiz y desprende aproximadamente 10 cm de madera de la punta del lápiz, de tal

forma que quede al descubierto un fragmento de grafito de longitud suficiente, para que al

exponerlo a la flama no se queme la madera.

3. Enciende el mechero de Bunsen, regulando para que la mezcla de aire y gas produzca una flama

azul.

4. Llevar la barra de grafito al mechero y calentarla hasta rojo vivo, en seguida humedecer la punta

en la solución de ácido clorhídrico o alcohol.

5. Cubrir el grafito con la sal problema e introducirlo en la parte oxidante del mechero, y observar su

coloración, hacer anotaciones.

6. Repetir el experimento para las demás sales

7. Registra tus observaciones en el siguiente cuadro

RESULTADOS

Sustancia Nombre Fórmula Coloración

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10



1. ¿Qué observa al introducir el grafito en las sales puras y ponerlo al fuego?

2. ¿Se logro identificar a las sales, explicar?

3. ¿Por qué cada una de las diferentes sales tienen coloraciones distintas?

4. ¿Qué relación tiene el espectro electromagnético con la coloración de las sales?



5. Dibuja el espectro electromagnético y señala el área donde se localizan cada uno de los elementos que identificaste

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición

Beristain Bonilla. Química I. 4ª. Edición Ed. Nueva imgen

Spencer. Química. Ed. Cecsa





PRACTICA No. 3 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS NO METÁLICOS

COMPETENCIA ESPECÍFICA:

Conocer la importancia del arreglo periódico de los elementos

Estudiar el comportamiento de las sustancias en relación con su configuración electrónica

Distinguir el comportamiento no metálico de los elementos

INTRODUCCION

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

RADIO ATÓMICO

El radio atómico es la distancia que hay del núcleo de un átomo a su electrón más lejano. El radio

atómico de cada elemento disminuye conforme nos desplazamos de izquierda a derecha a lo largo de un periodo. Todos los elementos de un mismo periodo tienen un mismo nivel energético, es decir la

misma distancia del núcleo y como el número de protones aumenta al avanzar en el periodo, las

cargas positivas ejercen mayor fuerza de atracción sobre los electrones y origina una contracción del átomo y por consecuencia una reducción en el radio atómico. Al desplazarse de arriba hacia abajo

por cualquier grupo de la tabla periódica, se da un incremento considerable del radio atómico, ya que de un elemento a otro se aumenta un nivel de energía, lo que implica que los electrones de ese nivel

están más alejados del núcleo y por consecuencia, el tamaño del átomo aumenta

POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. La energía de ionización indica que tan fuertemente es enlazado un electrón al núcleo del átomo.

En un periodo, al desplazarnos de izquierda a derecha, la energía de ionización aumenta debido a que

el tamaño del átomo va disminuyendo y los electrones van acercándose más al núcleo, por consiguiente se va requiriendo cada vez más energía para removerlos.

En los grupos de la tabla periódica, al ir de arriba hacia abajo, la energía de ionización va disminuyendo de un átomo a otro, esto se debe a que se va incrementando los niveles de energía y

los electrones externos van alejándose más del núcleo y es más fácil removerlos.



AFINIDAD ELECTRÓNICA Es la energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón para producir un ion negativo.

Tanto la energía de ionización como la afinidad electrónica son consecuencia de la configuración electrónica de los átomos.

Los metales ubicados en la parte izquierda de la tabla periódica tienen pocos electrones (grupo I,II,

III) y tienden a cederlos para tener una configuración electrónica más estable por lo que su afinidad electrónica es más baja

ELECTRONEGATIVIDAD

Es la atracción que ejercen los átomos hacia los electrones que conforman un enlace químico, es decir la tendencia que tienen los átomos para atraer a los electrones para formar un enlace. Aumenta de

izquierda a derecha en un mismo periodo y en un grupo disminuye de arriba hacia abajo. La escala más común es la propuesta por Pauling, en ésta, él asignó al elemento más electronegativo (flúor) el

valor de 4 y al menos electronegativo (cesio y francio) un valor de 0.7.

Esta propiedad es importante para predecir el comportamiento de los átomos en un compuesto, así como para determinar el tipo de enlace que forman y su polaridad.

http://4.bp.blogspot.com/_2gEqlPslx_Y/SsvFX8NviMI/AAAAAAAAABs/X5z4vy4fnEg/s1600/potencial+de+ionizacion.jpg



NUMERO DE OXIDACIÓN

El número de oxidación es un número entero positivo o negativo que indica la capacidad de

combinación de los elementos. Si el signo es positivo, el elemento pierde electrones y si es negativo los gana.

CUESTIONARIO:

1. ¿Cómo se clasifican los elementos en la tabla periódica?

2. ¿Qué característica tienen los elementos que están en un mismo grupo?

3. ¿Qué característica tienen los elementos que están en un mismo periodo?

4. Explica como varia con el radio atómico, electronegatividad, actividad química y afinidad

electrónica con forme aumenta el periodo



5. Explica como varia el radio atómico, electronegatividad, actividad química y afinidad

electrónica con forme aumenta el grupo

MATERIAL Y EQUIPO:

5 Tubos de ensaye

Cucharilla de combustión

Pinzas para crisol

Papel tornasol

Mechero bunsen

Cápsula de porcelana

Gradilla

Pipeta 5 ml

Reactivos:

Cloruro de sodio

Bromuro de sodio (NaBr)

Cinta de magnesio

Azufre en polvo (S)

Indicador anaranjado de metilo

Solución al 5% de KI

Acido clorhídrico al 1:1 (HCl)


1. Coloca en un tubo de ensayo 1 ml de NaCl y 0.5 ml de HCl y agita. Observa y anota lo que sucedió

2. Repite el experimento utilizando BaCl2 en lugar de NaCl. Observa y anota



3. Coloca una pequeña cantidad del elemento “A” en un tubo de ensayo y agrega 2 ml de HCl diluido y observa. Tapa enseguida dicho tubo con el dedo pulgar durante 2 min, después

acerca la boca del tubo a la flama del mechero, y destapa. Observa y anota

4. Repita el experimento con el elemento B

5. Coloca azufre en polvo en una cucharilla de combustión y calienta hasta quemar totalmente el

elemento. Enseguida introduce la cucharilla de ignición en una cápsulade porcelana que

contenga 5 ml de agua destilada y agita con la misma cucharilla. Agrega gotas del indicador de anaranjado de metilo, la coloración roja del anaranjado de metilo nos indica la presencia

de una sustancia de carácter ácido. Comprueba con el papel tornasol. Observa y anota

1. ¿Qué sacas de conclusión sobre la actividad química de los no metales en los grupos basándose en tus observaciones del paso 1?



2. Tomando en cuenta las observaciones y anotaciones del experimento , clasifica los elementos incógnitas como Metal o no Metal

3. Escribe las reacciones efectuadas en el experimento 3

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición






PRÁCTICA No. 4

ENLACES QUÍMICOS


Identificar las propiedades de los compuestos con enlace covalente y enlace iónico.

Establecer la relación que existe entre el enlace iónico y metálico

INTRODUCCIÓN:

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. A continuación se describen cada

uno de los tipos de enlace y sus características principales.

Enlace iónico

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo

contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los

de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y

el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no

metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la

transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de

estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han

conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en

estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la

energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro

sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y

Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de

coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red

cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que

mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias

iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico

hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en

forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la

formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado

http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/enlace-ionico



gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto

más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a

distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo

contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas

moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a

que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la

molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto

signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del

valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es,

por ejemplo el agua.

Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal

provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus

extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que,

si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de

moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se

comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que,

en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo

siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un

compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el

sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy

elevado.

Enlace covalente

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración

electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla

periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados

a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta

forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de

no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo

que Lewis supuso que debían compartirlos.

Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de

electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de

los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado

compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene



seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto

hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares

electrónicos compartidos, independientemente de su número.

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas

individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a

su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones:

Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de

inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por

el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no

polares).

Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de

fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a

temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias

covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el

agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son

solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos

covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general

descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a

que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la

red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

Electrovalencia y covalencia

Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un

elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de

electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los

gases nobles.

La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de

electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede

desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún

electrón a un nivel energético superior.



ENLACE METÁLICO

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica

centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso

inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede

considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

POLARIDAD DE LOS ENLACES

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el

otro y, en consecuencia, atraerá más fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el

otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras

que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar,

con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.

Esta tabla ejemplifica los tipos de enlace



CUESTIONARIO: 1. ¿Cómo se forma un enlace covalente?

2. Explique en qué consiste un enlace covalente polar y uno no polar, explique?

3. ¿Qué propiedades poseen los enlaces covalentes?

4. ¿Cómo se forma un enlace iónico?



5. ¿Cuáles son las propiedades del enlace iónico

MATERIAL Y EQUIPO:

1 Probeta de 100 ml 1 Equipo de conductividad 3 Buretas 1 Clavo de Fierro

2 Pipetas de 5 ml 0.5 m Alambre de cobre

3 Vasos de precipitado de 100 ml 1 Foco de 1.5 V con base 1 Vaso de precipitado de 250 ml 1 Pila de 1.5 volts

5 Tubos de ensaye 1 Pinza para tubo de ensaye Sustancias:

1 Gradilla Agua destilada 2 Soportes universales Solución al 5% de NaCl

1 Regla de plástico Solución al 5% de CuSO4

1 Interruptor de navaja Cristales de NaCl 3 Caimanes Benceno

Sulfuro de carbónico CS2.

DESARROLLO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO No.1: ENLACE COVALENTE

1. Coloque por separado en dos tubos de ensayo 5 ml de benceno y 5 ml de CS2. Describa sus propiedades físicas.



2. Repetir para las soluciones de cloruro de sodio, sulfato cúprico.

3. Compare las propiedades físicas de los compuestos del paso No.1 y No.2

4. En una bureta coloque 25 ml de benceno, abra la llave de la bureta y acerque una regla, previamente electrizada a la salida del líquido, ¿qué observa?

5. Repita el paso anterior utilizando benceno



6. ¿Encuentra alguna diferencia en el comportamiento de los líquidos?

7. Repita a partir del paso No.4, pero ahora utilizando sulfuro carbónico

EXPERIMENTO No. 2: ENLACE IÓNICO:

1. Arme el equipo de conductividad de acuerdo con la siguiente figura

2. Pruebe si el cloruro de sodio y el sulfato cúprico conducen electricidad. Anote sus resultados



3. Compruebe la conductividad térmica de los metales, calentando un extremo del clavo del fierro. Detecta y anota

4. Comprueba el punto de fusión de las sustancias iónicas colocando 0.5g de NaCl en un tubo

de ensayo y calentando en el mechero durante 1 min. Observa y anota.

5. Comprueba la solubilidad de las sustancias iónicas, colocando 0.5g de NaCl en un tubo de ensaye, agrega 3ml de agua, agitando. Observa y anota

6. Repite el paso anterior utilizando benceno como disolvente. Observa y anota



CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA: Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición






PRACTICA No. 5

REACCIONES QUÍMICA


Diferenciar prácticamente los tipos de reacciones exotérmicas y endotérmicas, en relación con la energía liberada o absorbida.

Efectuar prácticamente las reacciones vistas en clase

Observará los cambios físicos y químicos que suceden durante una reacción química

INTRODUCCION:

REACCION QUÍMICA:

Proceso en el que una o más sustancias los reactivos se transforman en otras sustancias diferentes los

productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las

que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen

constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

La importancia de dichas reacciones es notoria en muchos aspectos de la vida diaria en fenómenos tales como explosiones; procesos vitales tales como alimentación, respiración etc. Todas las

sustancias que a diario utilizamos son o fueron producto de reacciones químicas.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:

REACCION DE COMPOSICIÓN O SÍNTESIS:

En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo

producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos, por ejemplo:

2CaO+ 2H2O 2 Ca(OH)2

en esta fórmula se mezclan 2 moles de oxido de calcio sólido con 2 moles de agua líquida reacciona produciendo 2 moles de hidróxido de calcio acuoso.

REACCION DE DESCOMPOSICION O ANÁLISIS:

Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o mas

moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas mas sencillas, por ejemplo:

2HgO 2Hg + O2



en esta formula una 2 molécula de oxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxigeno, las cuales son mas sencillas que la primera.

REACCION DE DESPAZAMIENTO O SUTITUCION:

En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación general es:

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre

REACCION DE DOBLE SUTITUCION O DOBLE DESPLAZAMIENTO:

Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos

AB + CD AC + BD

Por Ejemplo:

K2S + MgSO4 K2SO4 + MgS

En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato

de potasio y sulfuro de magnesio. Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de

doble sustitución.

REACCIONES EXOTERMICAS Y ENDOTERMICAS:

Es importante tener presente que las reacciones químicas siempre se ven acompañadas por cambios de energía, ésta puede presentarse en forma de calor. Cuando las reacciones liberar calor, se dice

que son exotérmicas y cuando lo absorben de su alrededor son endotérmicas. Para las reacciones exotérmicas, el calor liberado se toma como producto de la reacción, para las

endotérmicas, como reactivo, ya que es necesario para que se lleve a cabo la reacción

2H2 (g) + O2 2H2O (L) + calor exotérmica

2N2 (g) + O2 + calor 2NO (g) + calor endotérmica

CUESTIONARIO:

1. ¿Qué es un reacción química?



2. ¿Cómo se clasifican las reacciones químicas y da un ejemplo de cada una?

3. Define los siguientes conceptos: Calor y temperatura

4. ¿Cómo puedes diferenciar en el laboratorio una reacción endotérmica y una exotérmica?



MATERIAL Y EQUIPO:

1 Termómetro Sustancias:

4 Tubos de ensaye Acido sulfúrico 4 Pipeta de 5 ml Acido clorhídrico

2 Vasos de precipitados Granalla de zinc 1 Matraz erlen meyer Sulfato de cobre

1 Embudo de filtración Cloruro de cobre

1 Cápsula de porcelana Aluminio 1 Agitador Agua destilada

1 Mechero bunsen Hidróxido de sodio 1 Pinzas crisol Yoduro de potasio o cloruro de amonio

1 Gotero Calcio metálico 1 Tubo de destilación Clorato de potasio

1 Balanza granataria Bisulfito de sodio

1 c/u Soporte universal, tripié y tela de asbesto Nitrato de Plata 1 Pinzas para bureta Cloruro de sodio

1 Cápsula de porcelana


EXPERIMENTO No.1:

1. Colocar 2ml de agua destilada y agregarle 1 ml de ácido sulfúrico concentrado, agitar y tomar su temperatura

Escriba la reacción que se lleva a cabo, endotérmica o exotérmica

2. En un tubo de ensayo agregar clorhídrico concentrado y granalla de zinc. Tomar la temperatura


3. En una cápsula de porcelana colocar sulfato cúprico y con el agitador mezclar hasta conseguir un

polvo grisáceo, deje enfriar y coloque la cápsula de porcelana en la palma de la mano y agregar gotas de agua. Anote sus observaciones. Tome la temperatura inicial y final

Temperatura 1 Temperatura 2




4. En un tubo de ensayo, colocar cloruro cúprico y agregar 2 gotas de agua, tomar la temperatura y añadir un trozo de aluminio y medir nuevamente la temperatura

Temperatura 1 Temperatura 2


5. En un tubo de ensaye agregar 2 ml de agua y añadir hidróxido de sodio, tomar la temperatura

inicial y final de la reacción Temperatura 1 Temperatura 2


EXPERIMENTO No. 2: TIPOS DE REACCIONES

1. Metal + oxígeno

Coloque en su mesa una hoja de papel, y encima de la misma su mechero y un vaso de precipitado con aproximadamente 50 ml de agua y unas gotas de fenolftaleína, con unas pinzas

tome la cinta de magnesio y quémela, anote sus observaciones. Escriba la reacción que se lleva a cabo y diga de qué tipo es

2. Oxido + agua Agregar en un vaso de precipitados lo que queda de quemar la cinta de magnesio, anote sus

observaciones. Escriba la reacción que se lleva a cabo y diga de qué tipo es

3. Sal ternaria + sal binaria

Colocar en un vaso de precipitados 7 ml de nitrato de plata y 7 ml de cloruro de sodio, deje que

reaccione durante 5 min., filtre la solución y anote sus observaciones. Lo que quedó en el vaso

de precipitados evapórelo a sequedad. Escriba la reacción que se lleva a cabo y diga de qué tipo es



CONCLUSIONES:







PRACTICA No. 6 REACCIONES OXIDO-REDUCCION


Identificar una reacción de oxido-reducción Identificar los agentes oxidantes y reductores de una reacción

Identificar los agentes que intervienen en las reacciones de corrosión

INTRODUCCION:

REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

Hay un gran número de reacciones que implican transferencia de electrones de una forma evidente, y otras, de forma sutil. Son ejemplos de este tipo de reacciones:

En ambas reacciones, el estado de oxidación del cinc aumenta de 0 a +2, en tanto que el cobre

disminuye de +2 a 0 en el primer caso y el hidrógeno disminuye de +1 a 0 en el segundo caso. Las reacciones químicas en las que el estado de oxidación de una o más sustancias cambia, se llaman

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (o simplemente REDOX).

Una reacción de oxidación implica la pérdida de electrones. En cambio la reducción implica la ganancia

de electrones. En general las reacciones de oxidación y reducción comprenden la transferencia de electrones de un átomo que se oxida a un átomo que se reduce. La transferencia de electrones que

ocurre en la reacción del ejemplo (2) produce energía en forma de calor; la reacción está termodinámicamente “favorecida” y procede en forma espontánea. La transferencia de electrones que

ocurre durante las reacciones de oxidación-reducción también se puede utilizar para producir energía

en forma de ELECTRICIDAD. En otros casos utilizamos la energía eléctrica para que ocurran determinados procesos químicos que no son espontáneos. La rama de la química que se refiere a las

relaciones entre electricidad y reacciones químicas es la ELECTROQUÍMICA.

¿Cómo determinar si una reacción química es de oxidación-reducción? Lo podemos hacer mediante

una revisión de los números de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción.

Escribiendo el número de oxidación de cada elemento abajo de la ecuación, podemos ver con facilidad los cambios que ocurren en el estado de oxidación. El estado de oxidación de Zn cambia de 0 a +2, y

el Cu cambia de +2 a 0.



Pero cómo determinar el estado de oxidación de los elementos? El estado de oxidación se define simplemente como la carga que resulta cuando los electrones de los enlaces covalentes se asignan al

átomo mas electronegativo; es la carga que un átomo podría tener si sus enlaces fueran iónicos. Así,

los estados de oxidación del son -2, -1, +1, +2, +3, respectivamente. El estado de oxidación de un elemento puro en cualquiera de sus formas alotrópicas es siempre cero.

Conjuntos de reglas utilizadas para asignar estados de oxidación en los elementos en moléculas

poliatómicas:

1. El estado de oxidación de todos los elementos puros en cualquier forma alotrópica es cero.

2. El estado de oxidación del oxígeno es -2 en todos sus compuestos, excepto en los peróxidos

como el H2O2 y el Na2O2, en que es –1.

3. El estado de oxidación del hidrógeno es +1 en todos sus compuestos, excepto en los que forma

con los metales, donde es -1 (hidruros).

4. Los demás estados de oxidación se eligen de forma que la suma algebraica de los estados de oxidación sea igual a la carga neta de la molécula o ion.

5. También es útil recordar que ciertos elementos muestran casi siempre el mismo estado de oxidación: +1 para los metales alcalinos, +2 para los metales alcalino-térreos y -1 para los

halógenos, excepto cuando están combinados con el oxígeno u otro halógeno.

EJEMPLOS:

1.- Determinar los estados de oxidación del cloro y del nitrógeno en los iones ClO- y NO3-.

Ambos son iones con carga neta -1, por lo tanto, la suma de todos los estados de oxidación a de ser = -1, ambos iones cuentan con la presencia de oxígeno cuyo estado de oxidación es -2, por lo tanto:

ClO- ; [Cl + (-2)] = -1 ; por lo tanto Cl = +1

NO3- ; [N + (-2)x3] = -1 ; por lo tanto N = +5

2.- Determinar el estado de oxidación del nitrógeno en el ion amonio, NH4+.

En este ejemplo el ion amonio tiene carga neta +1, por lo tanto la suma de todos los estados de

oxidación a de ser = +1, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1, por lo tanto:

NH4+ ; [N + (+1)x4] = +1 ; por lo tanto N = -3

3.- Determinar el estado de oxidación del azufre, S, en el ácido sulfúrico, H2SO4.

En este caso la molécula tiene carga neta = 0, por lo tanto la suma de todos los estados de oxidación

a de ser = 0, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1 y el oxígeno -2, por lo tanto:

H2SO4 ; [(+1)x2 + S + (-2)x4] = 0 ; por lo tanto S = +6.



En cualquier reacción de oxidación-reducción, debe ocurrir tanto un proceso como el otro. En otras palabras, si una sustancia se oxida entonces otra se debe necesariamente reducir. Podemos imaginar

la oxidación de una sustancia como el origen de la reducción de otra. Por consiguiente, la sustancia

que se OXIDA se llama AGENTE REDUCTOR. De forma similar, la reducción de una sustancia origina la oxidación de otra. Por consiguiente, la sustancia que sufre la REDUCCIÓN se llama

AGENTE OXIDANTE.

El término OXIDACIÓN se refiere originalmente a la combinación de una sustancia con oxígeno; esto

significa que aumenta el estado de oxidación de un elemento de la sustancia. Originalmente, el término REDUCCIÓN se refería a la eliminación de oxígeno de un compuesto. El término oxidación y el

término reducción tienen en la actualidad un sentido más amplio. La oxidación se define como un aumento algebraico en el número de oxidación y corresponde a una pérdida real de electrones. La

reducción se refiere a una disminución algebraica en el estado de oxidación y corresponde a una

ganancia de electrones. Los electrones no pueden crearse o destruirse, por ello la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente en las reacciones químicas ordinarias, y en la misma

cantidad.

CUESTIONARIO:

1. ¿Qué es el número de oxidación de un compuesto?

2. ¿Cuál es el número de oxidación de un elemento puro?

3. ¿Qué significa que un compuesto se oxida?

4. ¿Qué significa que un compuesto se reduce?



5. ¿Qué es un agente oxidante y reductor?

MATERIAL:

14 Clavos Sustancias 1 Hoja de lija de agua Acetona

1 Hoja lija para metales Solución concentrada de sulfato de cobre II

1 Barniz de uñas transparente Acido sulfúrico diluido 1 Caja de cerillos Solución de sulfato ferroso

3 Tubos de ensayo Granalla de zinc 1 Gotero Permanganato de potasio

7 Vaso de precipitados Hidróxido de sodio

Acido clorhídrico 0.3 M Agua oxigenada (10 0 20 % vol)

Cloruro de sodio Vinagre

EXPERIMENTO No.1

1. Limpiar bien los clavos, primero con acetona y después con el papel de lija de agua, ya limpios

colocarlos en un vaso de precipitado. 2. Vierte la solución de sulfato de cobre II en el vaso de precipitados con los clavos, observa lo que

ocurre.

3. Dibuja los cambios que ocurren en la reacción. La reacción que se efectúa puede representarse por la ecuación:

CuSO4 + Fe Fe2(SO4)3 + Cu

4. Coloca los números de oxidación sobre los símbolos de los elementos

5. Escribe las reacciones de oxidación y reducción. Determina qué elemento se oxida y cuál se reduce



6. Escribe los números de oxidación del cobre y del fierro, tanto en los productos como en los reactivos:

Elemento Número de oxidación

Productos Reactivos

Cobre Cu

Fierro Fe

7. Escribe el nombre y el símbolo del elemento que:

a) Se redujo______________________

b) Se oxidó______________________

8. Dibuja los cambios ocurridos en las sustancias que reaccionaron:

EXPERIMENTO No. 2

1. Colocar en un tubo de ensayo la granalla de zinc (Zn). Agregar después 10 ml de ácido sulfúrico

diluido. PRECAUCION, EL ACIDO ES CORROSIVO. Observa lo que ocurre. El gas que se desprende es hidrógeno.

2. Tapa el tubo con tu dedo pulgar, cuando sientas presión del gas en tu dedo, pide a uno de tus

compañeros acercar el cerillo encendido a la boca del tubo. Anota tus observaciones

3. Agregar en un tubo de ensaye 3 ml de una solución concentrada de sulfato de fierro II

4. Colocar en un tubo de ensaye 3ml de la solución de permanganato de potasio y agregar 5 gotas

de ácido sulfúrico diluido. Observar el color.



5. Agregar gota a gota la solución de permanganato de potasio en la solución de sulfato de fierro II hasta que el color deje de cambiar. Anotar las observaciones

6. De acuerdo con las observaciones registradas completa el siguiente cuadro:

Reacción que se lleva a cabo Agente

oxidante

Agente

reductor

Para el Zinc

Para el Permanganato

7. ¿Qué ocurrió cuando se acercó el cerrillo encendido al tubo de ensaye en el paso No.2?

8. ¿Qué cambios ocurrieron en la segunda reacción en el paso No.4?



CONCLUSIONES:







PRACTICA No.7 ACIDOS Y BASES

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Determinar si una solución es ácida, neutra o básica

Comprobar que los indicadores permiten identificar ácidos y bases

INTRODUCCION:

Los ácidos y las bases son sustancias que el hombre conoce y utiliza desde muy antiguo. En el siglo XVIII se sabía que los ácidos tenían sabor agrio en disolución acuosa, que enrojecían el papel de

tornasol y que reaccionaban con los metales. En cuanto a las bases, se conocía su sabor a lejía, su

capacidad de volver azulado el papel de tornasol enrojecido por los ácidos y su poder neutralizante para con los ácidos. Las sustancias de carácter ácido reaccionan con las de carácter básico,

denominándose a estas reacciones ácido-base.

Conceptos de ácido y base

Al introducir una barra de cinc en una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno, tiene lugar la

siguiente reacción química:

2 HCl + Zn ZnCl2 + H2

Existe un grupo de compuestos que, al reaccionar con el cinc, producen hidrógeno. A estos

compuestos se les denomina ácidos.

Hay gran número de sustancias que tienen no sólo esta propiedad común de desprender hidrógeno al

reaccionar con el cinc, sino otras muchas propiedades comunes, como el sabor (todas ellas tienen

sabor parecido al vinagre, aunque más fuerte) y la de enrojecer el papel de tornasol.

Otros compuestos, por el contrario, tienen sabor a lejía y azulean el papel de tornasol. A éstos se les denomina bases. Un ejemplo de bases, son las sustancias conocidas genéricamente como hidróxidos.

Teoría de Arrhenius de los ácidos y las bases

Según la teoría de Arrhenius (1859-1927), un ácido es una sustancia que en disolución acuosa disocia

iones H+:

HA A- + H+

El cloruro de hidrógeno y el ácido nítrico presentan esta propiedad:

HCl Cl- + H+

y HNO3 NO3 - + H+



Para Arrhenius, las bases son compuestos que al disolverse en agua dan lugar a iones hidróxido

(OH-):

BOH B+ + OH-

Son ejemplos de bases:

NaOH Na+ + OH-

y Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH-

Los ácidos y las bases conducen la corriente eléctrica. Se ha comprobado experimentalmente que el

agua pura (que no es buena conductora de la electricidad) conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en ella un ácido o una base.

Teoría de Brönsted-Lowry

Según Brönsted (1879-1947) y Lowry (1874-1936), el carácter ácido de las sustancias no se debe

exclusivamente a que en disolución acuosa se disocien originando protones (H+), sino a su facilidad

para ceder protones a otras.

Así, llaman ácidos a las sustancias que ceden protones y bases a las sustancias que aceptan protones.

De esta forma, el carácter ácido de una disolución de ácido clorhídrico se debe a que éste cede

protones al agua de acuerdo a la reacción

HCl + H2O Cl- + H3O+

de manera que la sustancia que cede protones es el ácido (HCl) y la que los acepta, la base (H2O). Al

ion H3O+ se le denomina ion hidroxonio o ion hidronio.

Se sabe que el ion hidrógeno (H+) nunca se encuentra libre como tal, según se desprende de la teoría

de Arrhenius que, para la disociación del mismo ácido, da la reacción:

HCl Cl- + H+

Sin embargo, esta ecuación puede considerarse como una forma simplificada de la siguiente:

HCl + H2O Cl- + H3O+

por lo que ambas ecuaciones suelen utilizarse indistintamente.

Con esta teoría se explican las reacciones entre los ácidos y las bases, pues es evidente que ningún

ácido podría ceder protones si no hubiese otras sustancias diferentes, las básicas, que los aceptasen.



Teoría de Lewis

Lewis (1875-1946) define un ácido como una sustancia que puede aceptar o compartir un par de

electrones para formar un enlace covalente coordinado. Una base es la sustancia que puede ceder

o compartir un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.

Así, Lewis explica por qué algunas sustancias que no contienen hidrógeno, como el CO2 y el SO3, que

no pueden ceder protones al disociarse, presentan ciertas características de los ácidos.

Normalmente, las teorías científicas que van apareciendo a lo largo del tiempo no invalidan las que

existían anteriormente, sino que las perfeccionan. En el caso de los ácidos, mientras que la teoría de Brönsted generaliza el concepto de base de Arrhenius, sin contradecir la de éste, la teoría de Lewis

generaliza, además, el concepto de ácido, ya que señala que no es el protón el único ente capaz de aceptar un par de electrones.

¿Que es el pH?

El pH es el grado de acidez de una sustancia, es decir la concentración de iones de H + en una

solución acuosa, el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.

El agua y todas las soluciones acuosas contiene concentración de H + , si no iones de OH - .En el agua

pura se cumple que la concentración de iones H + es igual a la concentración de iones OH -, por eso se dice que el agua es neutra.+.

Como las concentraciones de iones H +

de y OH - son muy pequeñas, se definió el potencial hidrógeno

( pH ) como el logaritmo negativo de la concentración molar

Interpretación de la escala de pH

La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14. El número 7 corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va

aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7. Por ejemplo una solución que tiene el pH=1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH=6.

De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más

básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo, una base que tenga pH= 14 es más fuerte que una que tenga pH= 8. Este grado de acidez o basicidad se puede representar mediante la siguiente

escala:

http://www.monografias.com/trabajos14/problemadelagua/problemadelagua.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/soluciones/soluciones.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/problemadelagua/problemadelagua.shtml



Identificación de ácidos y bases Para poder identificar ácidos y bases existe el papel llamado papel de tornasol que permite mediante

colore clasificar las sustancias en ácido, base o neutras, así como también conocer el valor numérico

que le corresponde de acuerdo al color que aparezca en el papel, Un ejemplo, que se pone de color azul al ser introducido en una disolución básica o de color rojo si la disolución es ácida.

También hay indicadores que son sustancias que tienen la propiedad de cambiar de color al variar

la acidez de la disolución en la que se encuentran. Normalmente se trata de ácidos orgánicos débiles. Los indicadores más utilizados varían mucho de su color ácido a su color básico, para que a simple

vista, pueda identificarse la variación del pH para el valor al que regula el indicador. Cada indicador vira a cierto valor de pH como se muestra en la siguiente tabla:

Nombre usual Intervalo de pH Color en medio ácido Color en medio básico

Rojo de cresol 0,2-1,8 rojo amarillo

Azul de timol 1,2-2,8 rojo amarillo

Azul bromofenol 3,0-4,6 amarillo púrpura

Naranja de metilo 3,1-4,4 rojo amarillo

La siguiente tabla muestra algunos indicadores acido-base y las coloraciones que presentan:



CUESTIONARIO:

1. Explica cual es la diferencia para un ácido y una base de acuerdo con la teoría de Bronsted-Lewry

2. Explica cual es la diferencia para un ácido y una base de acuerdo con la teoría de Arrhenius

3. ¿Qué es un ácido fuerte y débil?

4. ¿Qué es una base fuerte y débil?

5. ¿Qué es un indicador?



6. Describe las clases de indicadores que hay y las coloraciones que presentan para un ácido y

una base

MATERIAL Y EQUIPO:

Material Sustancias:

1 Agitador 5 ml Refresco de cola

1 Pinzas para bureta 1 ml Jugo de limón

7 Tira de papel pH 6 ml Solución 0.2 M de NaOH

1 Soporte universal 50 ml Solución de HCl al 50%

1 Frasco gotero 1 ml Anaranjado de metilo

6 Vaso de precipitado de 50 ml 50 g Detergente

1 Matraz elern-meyer de 100 ml 10 ml Jabón líquido para manos

1 Bureta 50 ml Jugo de naranja

25 ml Vinagre


EXPERIMENTO No.1:

1. Colocar en los vasos de precipitados una muestra de jugo de limón, refresco de cola, detergente

líquido disuelto en agua, solución jabonosa, jugo de naranja, y vinagre.

2. Introducir un extremo de la tira de papel pH en cada una de las muestras y determinar el valor del pH



3. Registra tus observaciones en el siguiente cuadro

Muestra Tira de pH pH [H+] [OH –]

Refresco de cola

Jugo de limón

Vinagre

Jugo de naranja

Detergente

Jabón líquido para manos

4. Anota a continuación los cálculos necesarios para determinar la concentración de iones hidrógeno e hidróxido de cada una de las soluciones.



Experimento No. 2:

1. Colocar 50 ml de una solución de hidróxido de sodio y agregar 4 gotas de anaranjado de metilo,

hasta que la solución tome una coloración amarilla, medir el pH con una tira de pH.

2. Arma el siguiente dispositivo para titulación

3. Llenar la bureta con una solución de HCl al 50% y titular la solución de hidróxido de sodio, anotar

los mililitros utilizados.

Resultados:

1. ¿Cuántos mililitros se utilizaron para titular la solución de NaOH? _________________________

2. ¿Cuál fue el pH final de la solución? _______________________

3. ¿Qué cambios en la coloración del NaOH se observaron?

_______________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________



CONCLUSIONES:







ANEXOS

1. Portada prácticas de la laboratorio

2. Instrumentos de evaluación

2.1 Guía de observación trabajo de

laboratorio

2.2 Lista de cotejo, reporte de laboratorio

INGENIERIA ELECTRONICA

LISTA DE COTEJO

REPORTE PRACTICAS DE QUIMICA Código: RU-PLAB

Periodo: 2010-2

Nombre del profesor: Ing. Cecilia Vargas Velasco Fecha:

Nombre de la Práctica: No. Práctica:

Nombre del alumno: Grupo:

Competencia(s): Capacidad de análisis Síntesis y abstracción. Capacidad de trabajar en equipo. Capacidad de aplicar los

Producto: Reporte de práctica de laboratorio

Características del producto Valor (puntos) Observaciones

Portada (10 puntos, 1.4 ptos c/u)

1. Nombre de la institución

2. Nombre y número de la práctica

3. Nombre de la asignatura

4. Integrantes del equipo en orden alfabético

5. Grupo

6. Nombre del profesor

7. Fecha de entrega

Competencia específica (10 puntos)

8. Escribe en forma correcta el objetivo de la práctica

Introducción (15 punto, 3 ptos c/u)

9. Realiza una investigación sobre los temas indicados mínimo

10. La investigación contiene mínimo 2 cuartillas

11. Contiene ilustraciones o tablas

Material (10 puntos) (10 puntos, 3.3 ptos c/u)

12. Indica el material utilizado para la elaboración de la práctica

13. Indica los reactivos utilizados en la elaboración de la práctica

Desarrollo (15 puntos, 3 ptos c/u)

14. Explica paso a paso el desarrollo de la práctica

15. Incluye un dibujo del dispositivo utilizado

16. Indica las medidas de seguridad en manejo de reactivos

Resultados (20 puntos, 5 ptos c/u)

17. Contesta el cuestionario requerido en la práctica

18. Incluye los cálculos solicitados

19. Llena las tablas indicadas

20. Elabora los gráficos indicados

Conclusiones (10 puntos)

21. Elabora conclusiones de acuerdo con la competencia específica establecida y en función de los resultados obtenidos

Características

generales (10 puntos, 5 ptos. c/u)

22. El reporte se entrega de forma

ordenada y limpia

23. El reporte se entrega engrapado

Bibliografía (10 puntos)

24. Incluye como mínimo 3 consultas bibliográficas

Total Calificación (Total x 0.05 puntos)

ING. CECILIA VARGAS VELASCO Firma del alumno

INGENIERIA ELECTRONICA

GUIA DE OBSERVACION

TRABAJO DE LABORATORIO

Código: GO-EC-0810-001

PERIODO: 2010-1

Reactivos Parámetros

Excelente Muy

bueno Regular Deficiente

Observaciones

1. Puntualidad (Equipo)

1.1 Inicia y termina su práctica a tiempo 10 6 4 0

2. Ingreso al laboratorio

2.1 Ingresa al laboratorio de forma ordenada y acomoda sus pertenencias en el lugar adecuado

2.2 Tiene su bata de laboratorio puesta y cerrada

10 6 4 0

3. Se organiza el equipo la realización de la práctica (Equipo)

3.1 Verifican que cuentan con el material necesario

3.2 Lena adecuadamente su vale de material

3.3 Verifica que el material entregado este en perfectas condiciones

3.4 Participan todos los integrantes del equipo ordenadamente durante el desarrollo de la práctica

10 6 4 0

4. Dominio del tema (Individual)

4.1 Leyó previamente el desarrollo de la práctica

4.2 Atiende a las indicaciones del profesor

4.3 Aclaran dudas con el profesor

40 25 15 0

5. Trabaja de forma ordenada (Individual)

5.1 Sigue las indicaciones del profesor

5.2 Toma en cuenta las medidas de seguridad

5.3 Al término de la práctica deja limpia la mesa de trabajo

30 20 10 0

SUMATIVA

CALIFICACION TOTAL (Sumativa x 0.05)

ING. CECILIA VARGAS VELASCO Firma del alumno

Nombre del profesor: Ing. Cecilia Vargas Velasco

Asignatura: Química Unidad: Nombre de la unidad: Fecha:

Unidad: Nombre de la Práctica: No. Práctica:

Nombre del alumno: En el recuadro si cumple o no cumple o no aplica de acuerdo con las características del producto presentado e indica las observaciones que se requieran

Grupo:

Competencia(s):

Producto: Exposición Grupal Valor:

divisiÓn de ingenierÍa electrÓnica

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