guía para el instructor

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Guía del Instructor Para:

� Manual de Experimentos de

FCBT402 Química Física

� Manual de Experimentos de

FCIQ302 Química Inorgánica

Robert A. Cazar

ESPOCH

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Introducción Como sagazmente afirma Theodore L. Brown “no es posible ni especialmente deseable que diferentes instructores de química conduzcan sus cursos de un mismo modo. Cada instructor desarrolla su propio estilo basado su personalidad, entrenamiento e intereses, y lo adapta a los requerimientos y capacidades de sus alumnos. El texto seleccionado para desarrollar un curso debería ser aquel con el que el instructor se sienta cómodo, incluso si éste no discute todos los temas que se tocan en clase o trata algunos de ellos de un modo diferente o a una profundidad diferente de la deseada”.

Este manual de laboratorio contiene experimentos apropiados para los cursos de química inorgánica y química física en los que se enfatiza la aplicación de la green chemistry. Además, el manual provee fuentes adicionales de información respecto a cada uno de ellos.

Debido a la naturaleza de los cursos a los que va dirigido este manual, es un hecho que no existe demasiado espacio para incluir prácticas diferentes de las que tradicionalmente se utilizan (los tópicos que se cubren en ambos cursos son prácticamente estándar en las diversas universidades en las que se los enseña), pero se han incluido versiones ambientalmente benignas y de bajo costo de algunas prácticas clásicas y otras prácticas que estando asociadas con los temas del syllabus promueven el interés de los estudiantes hacia una química responsable con el ambiente y con el bienestar de los seres humanos.

Comúnmente, los instructores consideran que es mejor cubrir el material teórico en clase antes de que el estudiante realice actividades de laboratorio relacionadas con un determinado tópico. Los experimentos detallados en este elenco contienen suficiente material de apoyo de modo que pueden ser fácilmente distribuidos secuencialmente de acuerdo con las preferencias de cada instructor. Para ciertos tópicos de los cursos considerados no existen experimentos pertinentes, mientras que para otros hay disponibles una amplia variedad. Por tanto, no siempre es posible establecer una correlación directa entre las clases y el laboratorio.

A continuación se incluye una lista de contenidos que generalmente se cubren en los cursos a los que se dirige este manual junto con los experimentos que se han considerado apropiados para cada tópico

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Tabla I. Lista de contenidos de un curso de química física y los experimentos asociados.

Tópico No. Experimento

Título del Experimento

-Propiedades de los Gases -Primera Ley de la termodinámica: conceptos y aplicaciones -Segunda Ley de la termodinámica: conceptos y aplicaciones -Transformaciones físicas de sustancias puras -Descripción termodinámica de mezclas simples -Diagramas de Fases -Equilibrio Químico *Aspectos ambientales de la química física

1 2 3 4 5 6 7 8 9

Demostración de las Leyes de Boyle y Charles Determinación de la Constante de un Calorímetro Determinación del Calor específico de un metal Determinación del Calor latente de fusión del hielo Verificación de la ley de Hess Cambio de entropía de un proceso de equilibrio térmico Determinación de la entalpía, constante de equilibrio, entropía y energía libre de Gibbs de la disolución de la Urea Cambios de fase Preparación de un plástico biodegradable

*Tópico especial del curso

Tabla II. Lista de contenidos de un curso de química inorgánica y los experimentos asociados.

Tópico No. Experimento

Título del Experimento

-Estructura atómica y periodicidad -Teorías de enlace -Simetría y espectroscopía -Metales y Metalurgia -Ácidos y Bases -Química de compuestos de coordinación *Aspectos ambientales de la química inorgánica

1 2 3 4 5 6 7 8

Geometrías moleculares: Experiencias con modelos y software Cálculo de la Constante de Fuerza de un Enlace Determinación de elementos y operaciones de simetría de algunas moléculas mediante software y modelos. Construcción de un Espectroscopio y Observación del Espectro de la Luz Visible Determinación de densidades de los metales Medición del pH de algunas sustancias comunes Preparación de un compuesto de coordinación: Cloruro de hexaaminocobalto (III) Acción de las Zeolitas en el detergente para lavar ropa.

*Tópico especial del curso

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Información Para el Instructor Sobre las Prácticas de la Asignatura de Química Física

EXPERIMENTO No. 1: Demostración de las Leyes de Boyle y Charles.

Antecedentes

Un objeto se sumerge y asciende en el agua que llena una botella tapada cuando existen cambios de presión, volumen, temperatura y flotabilidad. El gotero que funciona como el objeto a sumergirse está parcialmente lleno de agua de modo que su bulbo simplemente flota. Cuando se incrementa la presión en la botella, mientras que la temperatura permanece constante, el volumen de aire en el gotero se reduce y más agua ingresa al gotero, la flotabilidad del gotero se reduce y éste se hunde. Cuando la presión disminuye, el proceso se revierte y el gotero asciende y finalmente flota en la superficie del agua. Cuando la temperatura desciende mientras que la presión permanece constante, el volumen del aire en el gotero disminuye. Su flotabilidad decrece y éste se hunde. Cuando la temperatura aumenta, el proceso se revierte.

Integración del experimento al plan de estudios de la asignatura

Este experimento constituye un modo simple y rápido de ilustrar las relaciones entre presión, volumen, temperatura y flotabilidad. El experimento puede ser usado en conexión con los conceptos de gases y líquidos y la discusión de las leyes de Boyle, Charles, y del gas ideal.

Acerca del Experimento

Los estudiantes arman un aparato muy simple que consiste en una botella de plástico transparente, bien tapada, llena de agua y con un gotero parcialmente lleno de agua que flota en el recipiente. Con este arreglo, ellos observan los efectos de modificar la presión y temperatura. El experimento puede hacerse cualitativa o cuantitativamente.

Respuestas a las preguntas

1. Explique las causas de que el gotero se hunde y vuelve a subir.

La respuesta está dada en la sección Antecedentes

2. Cuál es la relación entre la presión y el volumen del aire en el gotero durante el

paso �o. 4? Porqué es importante mantener la temperatura constante durante este

paso?

A medida que la presión que actúa sobre el aire del gotero aumenta, su volumen disminuye (relación inversa), el cambiar la temperatura introduciría otra variable que podría afectar (junto con la presión) al volumen.

3. Cuál es la relación entre la temperatura y el volumen del aire en el gotero durante

el paso �o. 6? Qué variable permanece a un valor constante durante este paso?

A medida que la temperatura aumenta, también lo hace el volumen del aire en el gotero (relación directa). Sin la tapa, la presión se mantiene razonablemente constante. El cambiar la presión introduciría otra variable que podría afectar (junto con la temperatura) al volumen.

Fuentes de Adicionales de Información Sobre el Experimento

1. Pinkerton, K. D., Journal of Chemical Education, 2001, 78, 200A.

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2. Pinkerton, K. D., Journal of Chemical Education, 2001, 78, 198 – 200. 3. www.lessonplanspage.com/ScienceExCartesianDiver-WhyFallMO68.htm

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EXPERIMENTO No. 2: Determinación de la Constante de un Calorímetro Antecedentes

Para medir el cambio de calor que ocurre durante un proceso físico o químico, éste debe ocurrir en un calorímetro. Procesos en los que algunas de las especies participantes se encuentran en estado gaseoso (por ejemplo, reacciones de combustión) se estudian en calorímetros a volumen constante. Los procesos en los que no intervienen gases, que son aquellos considerados en este manual, se estudian en calorímetros a presión constante. La determinación de la Constante del Calorímetro (su capacidad calorífica), denotada por C, es la primera operación que se debe efectuar para poder utilizar el calorímetro en mediciones.


Este experimento se puede utilizar para complementar los conceptos de calor y calorimetría e introducir a los estudiantes al empleo del calorímetro.


En esta actividad se mezclan masas conocidas de agua a temperatura ambiente y agua caliente dentro de un calorímetro a presión constante. Puesto que el calorímetro constituye un sistema aislado, del cual no sale ni entra calor durante un proceso, la suma de los calores liberados o absorbidos por los participantes en el proceso, (a) agua a temperatura ambiente, (b) agua caliente y (c) el propio calorímetro, es igual a cero:

�� + �� + �� = 0 (1)

Y los calores son:

�� = �� × �� × �� − �� (2)

donde �� = masa de agua a temperatura ambiente �� = calor específico del agua (4,186 J/g °C) �� = Temperatura de la mezcla �� = Temperatura del agua a temperatura ambiente

�� = �� × �� × �� − �� (3)

donde �� = masa de agua caliente �� = Temperatura del agua caliente

�� = � × �� − �� (4)

Donde C = Constante del Calorímetro

Reemplazando las ecuaciones (2), (3) y (4) en la ecuación (1), se puede despejar C, la cual es una constante para todos los experimentos que se efectúan en dicho calorímetro.

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El calorímetro se ensambla con dos vasos de espumaflex los cuales se pueden adquirir en un supermercado o tienda, y una tapa del mismo material en la que se practica un agujero para introducir el termómetro.


1. Que es un calorímetro y cuál es su propósito? Describa los componentes de un

calorímetro.

Es un recipiente aislado en el cual se miden los cambios de calor que acompañan a procesos físicos o químicos (ver sección Antecedentes). Un calorímetro a volumen constante está constituido por un recipiente de acero, llamado bomba calorimétrica, que se sumerge en un baño con una cantidad conocida de agua (ver la figura que aparece a continuación)

Figura 1. Un calorímetro a volumen constante. La bomba calorimétrica es el recipiente central de color gris, el cual es capaz de resistir altas presiones. El calorímetro se sumerge en un baño de agua cuya temperatura permanece constante durante todo el proceso (tomado de la referencia 1 listada en la sección Fuentes

adicionales de información sobre el experimento). 2. Investigue otra manera de calcular la constante de un calorímetro. Describa el

procedimiento.

Para medir C de una calorímetro como el que se muestra en la figura 1, se hace pasar corriente eléctrica por medio de un calentador acoplado a la bomba calorimétrica y se estima el trabajo eléctrico que ingresa a la bomba en forma de calor (q) y produce una elevación de la temperatura de la misma. Este cambio de

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temperatura (∆T) puede ser medido con el termómetro y así se puede deducir el valor de C usando la ecuación: � = �

∆�

3. Que es un sistema adiabático? De un ejemplo familiar de tal tipo de sistemas.

Es un sistema aislado térmicamente del entorno y por consiguiente incapaz de intercambiar calor con aquél (ver sección Acerca del Experimento). Un ejemplo común es un termo el cual mantiene constante la temperatura de un líquido mientras está tapado herméticamente.

Fuentes Adicionales de Información Sobre el Experimento

1. Atkins, P. W., Physical Chemistry, 6th ed., W. H. Freeman, 1998.

2. http://www.teachersdomain.org/assets/wgbh/lsps07/lsps07_doc_lpaheatcap/lsps07_doc_lpaheatcap.pdf

3. http://www.chm.davidson.edu/vce/calorimetry/heatcapacityofcalorimeter.html 4. http://www.chem.ufl.edu/~itl/2045/lectures/lec_9.html 5. http://www.saskschools.ca/curr_content/chem30/modules/module3/lesson4/lesson4.

html

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EXPERIMENTO No. 3: Determinación del Calor Específico de un Metal

Antecedentes

La capacidad de una sustancia para absorber o liberar energía es conocida como calor específico. Si una sustancia absorbe energía fácilmente, se dice que tienen un bajo calor específico. La mayoría de metales tienen un bajo calor específico lo cual significa que pueden absorber energía fácilmente.

La relación entre el calor absorbido por una sustancia (q) y el cambio de temperatura (∆T) que experimenta se expresa mediante la siguiente ecuación, en la cual s representa el calor específico y m la masa:

� = �∆� (5)

Aunque el calor específico se usa muy comúnmente para caracterizar a las sustancias, para la mayoría de propósitos es más relevante comparar las capacidades caloríficas molares (Cm) de las sustancias. Cm se define como la cantidad de calor requerida para elevar la temperatura de un mol de sustancia en un grado Celsius. Esto se puede demostrar al convertir a Cm los valores de calores específicos de 2 metales, plomo (0.13 J/g °C) y Cobre (0.39 J/g °C) que a primera vista parecen completamente diferentes:

�� = 0.13 � °� × 207.19

�%& = 26.93 ��%& °�

�� (� = 0.39 � °� × 63.54

�%& = 24.78 ��%& °�

Como se observa, las capacidades caloríficas molares de ambos metales son bastante similares.


La actividad se puede utilizar para complementar los conceptos de calor específico y capacidad calorífica molar de una sustancia. Además, ilustra la aplicación de la calorimetría.


En este experimento, los estudiantes miden el calor específico de un metal calentando un trozo de éste hasta una temperatura conocida (T2) y transfiriéndolo inmediatamente al calorímetro en el cual se ha colocado una cantidad conocida de agua a temperatura ambiente (T1). El metal caliente cede calor al agua hasta que se alcanza el equilibrio térmico. En ese momento se mide la temperatura final del agua (T3). Entonces, puesto que el sistema en que ocurre el proceso es adiabático se usa nuevamente la ecuación (1)

�� + �� + �� = 0

Donde qa es el calor absorbido por el agua a temperatura ambiente, qb es el calor cedido por el metal caliente y qc es el calor absorbido por el calorímetro.

Y estos calores son:

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�� = �� × 4.186 ,�°- × �� − �� (6)

Donde:

�� = masa de agua a temperatura ambiente �� = �� × � × �� − �� (7)

Donde:

�� = masa del metal � = calor específico del metal

�� = � × �� − �� (8)

Donde:

C = Constante del calorímetro.

Reemplazando las expresiones (6), (7) y (8) en la ecuación (1) y despejando � se obtiene el valor del calor específico del metal.

El calor específico puede ser transformado en capacidad calorífica molar mediante la siguiente ecuación:

�� = × .. (9)

Donde MM es la masa molar del metal, expresada en g/mol


1. Que es el calor especifico? Para propósitos prácticos, que utilidad tendría

conocer el calor especifico de un material?

Calor específico es la cantidad de energía, medida en Joules, requerida para elevar la temperatura de un gramo de sustancia un grado Celsius (ver sección Antecedentes). Es una propiedad física que permite identificar a una sustancia o caracterizarla en base a su habilidad para absorber o liberar calor.

2. Suponga que debe construir la cubierta de un artefacto que estará sometido a

altas temperaturas y para su construcción dispone de láminas de los metales A

y B. Se conoce que A tiene un calor especifico de 0.13 J/g°C y el de B es 0.89

J/g°C. Cual metal usaría? Razone su selección.

Puesto que el calor específico nos da una medida de cuán fácilmente un material absorbe o libera calor, el metal A sería el más recomendado ya que éste al tener un calor específico menor puede intercambiar calor más eficientemente con el entorno. Así podría calentarse y enfriarse más rápidamente.

3. De la tabla I se observa que el calor específico del agua líquida es

prácticamente dos veces mayor que el del hielo. Encuentre una explicación

química a este hecho.

El calor específico del agua es 4.186 J/g °C, el cual es mayor que el del resto de sustancias comunes. En consecuencia, el agua juega un rol importante en regular la temperatura. El calor específico tan alto del agua líquida se debe a la presencia de enlaces de hidrógeno. Para romper los enlaces de hidrógeno se requiere absorber calor. Entonces para elevar en un grado Celsius la temperatura de una unidad de masa de agua líquida se requiere una mayor cantidad de calor porque la mayoría de éste se usa para romper los enlaces de

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hidrógeno y permitir una mayor movilidad de las moléculas de agua. Esto no ocurre para sustancias que no poseen enlaces de hidrógeno.


1. http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/thermo/spht.html 2. http://teachertech.rice.edu/Participants/bradshaw/lessons/elements/specificheat.html 3. http://pages.framingham.k12.ma.us/fhschem/CP1/Labs/spec%20heat%20metals%2

0%2703%20CP1.pdf 4. http://www.sciencebyjones.com/specific_heat1.htm 5. http://www.hk-phy.org/contextual/heat/tep/temch/island_e.html

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EXPERIMENTO No. 4: Determinación del Calor Latente de Fusión del Hielo

Antecedentes

A su temperatura de fusión, cualquier sólido necesita absorber cierta cantidad de energía para fundirse. La energía absorbida por el sólido es utilizada para romper su estructura cristalina e incrementar el desorden de sus partículas. La cantidad de energía requerida para transformar una unidad de masa de sólido en líquido se denomina calor latente de fusión y se denota por /0.

El calor latente de fusión puede ser transformado en la entalpía de fusión ( ∆10 ), esto es, la energía requerida para transformar un mol de un sólido en líquido, usando la siguiente ecuación:

∆10 = /0 × .. (10)

Donde .. es la masa molar de la sustancia expresada en g/mol.


La actividad se puede utilizar para complementar los conceptos asociados con entalpías de cambios de estado físico. Además, ilustra una de las aplicaciones de la calorimetría.


En este experimento, los estudiantes miden la cantidad de calor absorbida por el hielo cuando se funde. Para este propósito colocan una muestra de hielo en una cantidad conocida de agua caliente. El hielo absorbe calor en tanto que el agua caliente pierde calor. La cantidad de calor perdido por el agua es igual al calor ganado por el hielo. Usando esta igualdad es posible calcular el calor de fusión del hielo. En efecto, cuando este proceso ocurre en un calorímetro a presión constante no existe ganancia ni pérdida neta de calor, por tanto se puede usar la siguiente relación:

Calor ganado por el hielo + Calor perdido por el agua caliente + Calor perdido por el calorímetro = cero

Los calores involucrados en la relación se calculan así

Calor ganado por el hielo = �23456 × /0,23456 (11)

Calor perdido por el agua caliente = �� × �� × �� − �� (12)

Calor perdido por el calorímetro = � × �� − �� (13)

Donde, �� es la temperatura del agua caliente y �� es la temperatura del agua cuando el hielo añadido se ha fundido completamente.

Reemplazando las ecuaciones (11), (12) y (13) en la relación de los calores, y resolviendo para /0,23456 se puede obtener el calor de fusión del hielo.


1. Que es el calor latente de fusión? Para propósitos prácticos, cual es la utilidad de

conocer el calor latente de fusión de una sustancia?

Es la cantidad de calor necesaria para convertir un gramo de materia de sólido a líquido y es diferente para cada sustancia (ver sección Antecedentes). En cuanto a su utilidad, al ser una propiedad física permite identificar a una sustancia en base a

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la cantidad de calor que requiere para fundirse una vez que ha alcanzado su temperatura de fusión.

2. La entalpia de fusión del hielo es la cantidad de calor requerida para fundir 1 mol

de esta sustancia a presión de 1 atmosfera y a temperatura de fusión (0 °C).

Calcule la entalpia de fusión del hielo a partir del valor obtenido para el calor

latente de fusión.

Típicamente, usando el calorímetro fabricado con los vasos de poliestireno, los estudiantes obtienen valores de Lf en torno a 310 J/g. Éste se convierte a entalpía de fusión aplicando la ecuación (10):

∆10 = 310 � × 18.016

�%& = 5585 �/�%& Esto es, ∆10 = 5.585 9�/�%& Comparado con el valor verdadero (6.008 kJ/mol) se obtiene un error porcentual de:

% ;<<%< = 6.008 − 5.585�6.008 × 100 = 7.04 %

Esto confirma la obtención de un resultado satisfactorio, dado el equipo tan simple usado en el experimento.

3. De la tabla II se observa que el calor latente de fusión del plomo es 5.5 cal/g y el

del aluminio es 94.5 cal/g. Suponga que un experimento se calienta muestras de

ambos metales y se alcanzan sus temperaturas de fusión. A partir de este momento,

cuál de los dos se funde completamente en menor tiempo? Razone su selección.

Cuál de los dos metales sería mejor para propósitos de construcción?

Si las cantidades de ambas muestras son iguales, una vez que ellas alcancen sus temperaturas de fusión es evidente que la primera en fundirse completamente será la muestra de plomo ya que cada gramo de plomo requiere aproximadamente la décimo octava parte de energía que un gramo de aluminio para pasar de la fase sólida a la fase líquida. Considerando exclusivamente esta propiedad, se puede afirmar que el aluminio es un mejor material de construcción que el plomo puesto que tiene una temperatura de fusión más alta que éste (Tf, Al = 933.5 K, Tf, Pb = 600.6 K) y además una vez alcanzadas tales temperaturas, el aluminio requiere absorber mayor energía que el plomo para fundirse, lo cual lo hace más resistente en situaciones extremas. Obviamente, se deben considerar muchos otros aspectos de ambos materiales cuando se efectúa esta evaluación.


1. http://galileo.phys.virginia.edu/outreach/8thgradesol/HeatFusionFrm.htm 2. http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/class/phscilab/heati.html 3. Atkins, P. W., Physical Chemistry, 6th

ed., W. H. Freeman, 1998.

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EXPERIMENTO No. 5: Verificación de la Ley de Hess.

Antecedentes

Entalpía de reacción, denotada por ∆1=, es la energía que una reacción libera o absorbe en forma de calor cuando ocurre a presión constante.

Las entalpías de ciertas reacciones pueden ser combinadas para obtener la entalpía de otra reacción. Esta aplicación de la Primera Ley de la termodinámica se denomina Ley de Hess, y se define como sigue:

“La entalpía de una reacción es la suma de las entalpías de las reacciones individuales en

las que la reacción de interés puede ser dividida”

No se requiere que todas las reacciones individuales sean realizables, éstas pueden ser incluso hipotéticas, el único requerimiento es que estén balanceadas. El fundamento termodinámico de la ley es que el valor de la entalpía de una reacción es independiente de la trayectoria que ella sigue. Es decir que se puede tomar los reactivos especificados y transformarlos en los productos especificados a través de cualquier conjunto de reacciones y al final se obtiene el mismo valor de ∆1=.


El experimento permite reforzar la comprensión de conceptos tales como la Ley de Hess, la Primera Ley de la termodinámica y la entalpía de reacción.


En esta actividad, los estudiantes verifican la Ley de Hess ejecutando tres reacciones muy simples, a saber:

1. Disolución de hidróxido de sodio sólido en agua:

NaOH (s) → Na+ (ac) + OH− (ac) ∆1= 1� 2. Disolución de hidróxido de sodio sólido en una disolución acuosa de ácido

clorhídrico: NaOH (s) + H+ (ac) + Cl − (ac) → Na+ (ac) + Cl− (ac) + H2O (l) ∆1= 2�

3. Neutralización de una disolución acuosa de hidróxido de sodio con una de ácido clorhídrico: Na+ (ac) + OH− (ac) + H+ (ac) + Cl − (ac) → Na+ (ac) + Cl− (ac) + H2O (l) ∆1= 3�

Sumando las reacciones 1 y 3 se obtiene la reacción 2:

Los estudiantes miden las entalpías de las tres reacciones y demuestran que:

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∆1= 2� = ∆1= 1� + ∆1= 3� (14)


1. Defina la ley de Hess. Cuál es su utilidad para propósitos prácticos?

La definición se encuentra en la sección Antecedentes. En cuanto a su utilidad, la Ley de Hess permite obtener la entalpía de cualquier reacción, por complicada o cara que sea, si uno logra reproducirla combinando adecuadamente varias reacciones más simples de las cuales se conocen sus entalpías.

2. Calcule la entalpia de formación del ��1> � a partir de su entalpía de combustión

(−1559.8 kJ/mol) y los datos de las entalpías de formación del CO2 (g) y del H2O (l)

Se aplica la Ley de Hess:

3. A qué atribuye la diferencia observada entre (∆H1 + ∆H3) y ∆H2? Qué podría hacer

para minimizarla?

Las principales fuentes de la diferencia observada provienen del calorímetro usado, la exactitud del termómetro, y la destreza del operador. Para minimizarlas, se debería usar en lo posible un mejor calorímetro (un calorímetro didáctico es relativamente barato y proporciona medidas muy exactas), un termómetro con divisiones de 0.1 °C y trabajar con la mayor concentración y cuidado.


1. www.saskschools.ca/curr...05/1.../hess_law.htm 2. www.chem.latech.edu/.../ZZ_Vernier_Determining%20the%20Enthalpy_TECH.pdf 3. www.microlabinfo.com/Experiments/...Hess.Law.../1.2.Hess's.Law.pdf 4. paws.wcu.edu/bacon/hesslawWM.pdf 5. www.files.chem.vt.edu/.../Experiments/Exp_10-Hess_Law.html 6. www.byui.edu/.../Chem_106_Exp_1_Hess_Law.pdf

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EXPERIMENTO No. 6: Cambio de entropía de un proceso de equilibrio térmico

Antecedentes

La entropía es una medida del grado de dispersión y compartición de la energía térmica al interior de un sistema.

Esta “dispersión y compartición” puede ser (a) la dispersión de la energía térmica en el espacio o (b) su compartición entre estados de energía previamente inaccesibles del sistema.

El cambio de entropía denotado por ∆? que acompaña un cambio de estado de un sistema viene dado por:

∆? = �@AB� (15)

Donde �=4C es la cantidad de calor que absorbe o libera el sistema durante el cambio cuando éste es efectuado de modo reversible, y � es la temperatura a la que ocurre la transferencia de calor.

Además de ser una propiedad de estado, la entropía es una propiedad extensiva, es decir que es proporcional a la cantidad de materia presente en un sistema.

Cuando un sistema es calentado su entropía aumenta. Contrariamente, cuando éste es enfriado su entropía disminuye. Si el calentamiento (o enfriamiento) ocurre a presión constante, su cambio de entropía se puede calcular usando la siguiente ecuación:

∆? = �D&E F�G�H

I (16)

Donde �D es la capacidad calorífica a presión constante del sistema, en tanto que �3 y �0 son las temperaturas inicial y final, respectivamente.


Esta actividad permite complementar la comprensión de conceptos tales como el cambio de entropía cuando un sistema es calentado (o enfriado), equilibrio térmico, la Segunda Ley y la Ley Cero de la termodinámica.


En la actividad, los estudiantes miden la entropía de un proceso de equilibrio térmico mezclando cantidades conocidas de agua caliente y agua a temperatura ambiente en un calorímetro. Para esto, suman los cambios de entropía de cada uno de los participantes en el proceso, esto es, el agua caliente (A), el agua a temperatura ambiente (B) y el calorímetro (C),

∆?D=6�4J6 = ∆?K + ∆?L + ∆?- Para calcular cualquiera de los ∆? involucrados en esta expresión se utiliza la ecuación (16). Para obtener un resultado de buena calidad, es muy importante determinar con la mayor exactitud posible las temperaturas del agua caliente y del agua a temperatura ambiente, así como la de la mezcla una vez alcanzado el equilibrio térmico.

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Cuestionario

1. Defina entropía y proceso espontaneo. Cuál es la relación entre estos dos

términos?

La definición de entropía está dada en la sección Antecedentes. Un proceso espontáneo es aquel viene acompañado por una reducción de la “calidad” de la energía en el sentido que ésta se degrada convirtiéndose en una forma más dispersa y caótica. La relación entre entropía y cambio espontáneo es que durante un cambio de este tipo la entropía del sistema aumenta ya que su energía se dispersa (pasa de una forma ordenada a una desordenada).

2. Calcule el cambio de entropía cuando se calientan 150 g de agua desde 25 °C hasta

80 °C a presión de 1 atm. El Cp,m del agua es 75,291 J/Kmol.

Para efectuar este cálculo se utiliza la ecuación (15). Se debe convertir los 150 g de agua a moles y las temperaturas a grados kelvin:

∆? = E��D,� MNOM&E P�0�3

Q

∆? = 8.326 �%&R × 75.291 �S �%& × &E P353.15 S

298.15 SQ = 106.127 � ST

3. Qué cantidad de calor se requiere suministrar a la muestra de agua de la pregunta

anterior para completar tal proceso?

Para calcular la cantidad de calor que se debe suministrar para este proceso se utiliza la siguiente ecuación:

� = E�D,�∆� Por tanto,

� = 8.326 �%&R × 75.291 �S �%& × 353.15 − 298.15�S = 34478.01 �

� = 34.478 9�


1. http://web.mit.edu/16.unified/www/FALL/thermodynamics/thermo_7.htm 2. http://www.chem.ualberta.ca/~ngee/Expt.T_09.html 3. Atkins, P. W., Physical Chemistry, 6th

ed., W. H. Freeman, 1998.

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Experimento No. 7: Determinación de la entalpía, constante de equilibrio,

entropía y energía libre de Gibbs de la disolución de la Urea Antecedentes

La energía libre de Gibbs, o simplemente la función de Gibbs, se define así

G = H – TS (17)

Ya que H, T and S son todas funciones de estado, G es una función de estado. El cambio de la energía libre de Gibbs durante un proceso se denota por:

∆G = ∆H – T∆S (18)

Se puede demostrar que G decrecerá durante cualquier proceso que ocurre a temperatura y presión constantes y que es acompañado por un aumento global de entropía (proceso espontáneo). Puesto que la mayoría de procesos químicos y físicos de interés ocurren bajo estas condiciones, la función de Gibbs es la más útil de todas las propiedades termodinámicas de una sustancia y está cercanamente relacionada con su constante de equilibrio. Las condiciones para espontaneidad y equilibrio de un proceso o reacción dada a temperatura y presión constantes en términos de ∆G son como sigue:

• ∆G < 0 La reacción es espontánea en la dirección en la que está escrita • ∆G > 0 La reacción no es espontánea. La reacción es espontánea en la

dirección opuesta a la que está escrita • ∆G = 0 El sistema está en equilibrio. No hay cambio neto.


Este experimento constituye un modo simple de ilustrar la determinación de la entalpía y constante de equilibrio de una reacción. El experimento también sirve para clarificar los conceptos de entropía, energía libre de Gibbs y espontaneidad y entender sus relaciones.


En esta actividad, los estudiantes determinan el cambio de entalpía, constante de equilibrio, y cambio de entropía del proceso de disolución de la urea en agua. Ellos pueden obtener valores termodinámicos satisfactorios usando un procedimiento y aparatos muy simples. El cambio de entalpía de la disolución se determina usando el calorímetro construido con dos vasos de poliestireno. La concentración de una solución saturada de urea se determina directamente midiendo la cantidad de urea usada y el volumen total de la disolución preparada en una probeta graduada. La expresión de equilibrio para esta disolución puede simplificarse así:

K = [urea] (19)

Una vez determinados experimentalmente ∆H y K la energía libre de Gibbs y el cambio de entropía del proceso pueden calcularse fácilmente.

Cuestionario

1. Es la urea polar o apolar?

Es muy polar, además puede formar puentes de hidrógeno intermoleculares. 2. Esperaría que la urea sea soluble en agua, y por qué?

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Por supuesto, se aplica la premisa “semejante disuelve semejante” ya que el agua es una sustancia polar.

3. De las fuerzas intermoleculares que mantienen juntas las moléculas de urea cuales

son las más fuertes?

Enlaces de hidrógeno.

La ecuación de disolución de la urea se escribe a continuación

Urea(s) + H2O(liq) Urea(ac)

4. Escriba la expresión para la constante de equilibrio de la reacción de disolución de

la urea. Puede simplificarse esta expresión?

La expresión es como sigue

S4� = UUrea ac�[UUrea s�[UH�O liq�[

En ésta, se consideran constantes las concentraciones que aparecen en el denominador (las del sólido y líquido puros) y éstas se las pasa al lado izquierdo, que sigue siendo una constante:

S = UUrea ac�[ 5. Que información específica se requiere para calcular Keq?

Solamente se requiere conocer la concentración de la solución de urea.


1. http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed078p1087 2. www.unm.edu/.../LAB%2011%20thermodynamicsethalpyEntropyGibbsFree.doc 3. web.me.com/dbyrum/Ris/.../AP-S07_Gibbs_Free_Energy.doc

20

EXPERIMENTO No. 8: Cambios de Fases

Antecedentes

La mayoría de estudiantes entienden fácilmente cambios de fase tales como la fusión, vaporización, ebullición, condensación, y congelamiento en base a sus experiencias diarias con agua. La conversión directa de sólido a gas, sublimación, y la conversión de gas a sólido, retrosublimación, pueden ser más difíciles de entender debido a que no son transiciones que se experimentan con frecuencia. El observar estos cambios de fase ayuda a los estudiantes a entender mejor estos procesos. Este experimento ilustra la sublimación / retrosublimación con para-diclorobenceno.

Figura 2. Molécula de para-diclorobenceno.


Este experimento se puede utilizar para introducir el concepto de fases de la materia y los procesos de cambio de una fase a otra tanto a nivel microscópico como macroscópico. Para estudiantes con conocimientos avanzados, esta actividad práctica puede acompañar la discusión de la termodinámica de cambios de fases y la introducción a diagramas de fases. También puede usarse para introducir la formación de cristales.


En esta actividad se forman cristales de para-diclorobenceno cuando esta sustancia se coloca en la base de un frasco de cristal invertido y sellado. Se coloca hielo sobre el frasco y luego de cierto tiempo cristales blancos comienzan a depositarse en el interior de la parte superior del frasco. El para-diclorobenceno se puede comprar en forma de desodorantes ambientales sólidos o bolas de naftalina en tiendas o farmacias. Asegúrese que el ingrediente activo en la etiqueta sea para-diclorobenceno. Por razones de seguridad, esta sustancia se debe manipular con cuidado y mantenerse en recipientes cerrados y debidamente rotulados. Esto permite su observar sin exponerse. Cualquier frasco de vidrio con tapa ajustable es apropiado. El desodorante ambiental o las bolas de naftalina pueden ser reutilizados una vez concluida la observación. A temperatura ambiente los primeros cristales nuevos de para-diclorobenceno deberían ser visibles dentro de una hora.

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Colocando el contenedor en contacto con la luz solar o en un recipiente poco profundo con agua caliente se acelera la formación de los cristales. +o caliente el recipiente más allá

de 38 °°°°C. Si el contenedor se calienta demasiado, la presión del gas podría romper el cristal, además, el para-diclorobenceno funde a 54 °C.

Mientras más tiempo transcurra el experimento mayor número de cristales en forma de agujas aparecerán, y la longitud de los cristales también aumenta con el tiempo.


1. Describa que sucede dentro del frasco.

Lea el primer párrafo de la sección Acerca del Experimento.

2. Defina los términos sublimación, retrosublimación. De ejemplo familiares de estos

cambios de fase.

Sublimación es la conversión de un sólido en vapor sin la fusión del sólido. Retrosublimación es la conversión de un vapor directamente en sólido. El ejemplo más familiar de estos cambios es cuando se observa el comportamiento del “hielo seco” (CO2 sólido) a presión atmosférica, éste se transforma directamente en gas.

3. Porqué se coloca hielo sobre el frasco? Qué pasaría si no se usa hielo? Porque se

acelera el proceso cuando el frasco se coloca en la luna de reloj con agua

caliente?

El hielo disminuye la temperatura del gas presente en la parte superior del frasco lo que permite que sus moléculas desaceleren y se acerquen entre sí formando nuevamente el sólido. Si no se usa hielo no se formaría el sólido ya que la retrosublimación ocurre solamente si existe una diferencia de temperatura entre la parte inferior y superior del frasco. Al colocar el frasco en una luna de reloj con agua caliente se fomenta una más rápida sublimación de las moléculas del sólido.

4. Describa la forma de los cristales obtenidos, ¿por qué no tienen el color original

del desodorante ambiental?

El desodorante ambiental sólido contiene además del para-diclorobenceno, aditivos como color y fragancia. Estos no se subliman, sólo lo hace el agente activo, por esto se obtienen cristales incoloros.

5. Investigue sobre las características y empleo del para-dicloro benceno.

Revise la referencia 3 en la sección que aparece a continuación

6. Averigüe otras sustancias que se subliman a presión ambiente.

El yodo, el dióxido de carbono sólido (hielo seco), y el cloruro de amonio son otros ejemplos de sustancias que subliman a presión normal.


1. Vollmer, J. Journal of Chemical Education, 2000, 77, 488A 2. Ramasami, P. Journal of Chemical Education, 2000, 77, 485 3. http://www.epa.gov/ttnuavw1/hlthef/dich-ben.html

22

EXPERIMENTO No. 9: Preparación de un Plástico Biodegradable

Antecedentes

Los plásticos fabricados en la actualidad, con pocas excepciones son hechos a partir de polímeros sintéticos. Pero existen también polímeros naturales, los cuales son producidos por plantas, animales y microorganismos a través de reacciones bioquímicas. Estos son polímeros biológicos o simplemente biopolímeros.

Ejemplos de biopolímeros son los carbohidratos y proteínas los cuales están presentes en la biomasa en gran abundancia. Los biopolímeros son inherentemente biodegradables, un requisito para participar en los ciclos naturales de renovación. Al examinar sus estructuras químicas, éstas son fundamentalmente diferentes de aquellas de los polímeros sintéticos usados en la producción de plásticos. Los biopolímeros casi siempre tienen átomos de oxígeno y nitrógeno en sus esqueletos moleculares, ésta es la característica que es principalmente responsable de su biodegradabilidad. Los polímeros sintéticos tienen solamente enlaces simples carbono – carbono en sus esqueletos moleculares y son particularmente resistentes a biodegradación.

Los biopolímeros mencionados proveen materia prima para la fabricación industrial de una nueva clase de plásticos llamada bioplásticos por su capacidad de ser biodegradados.


Esta actividad puede ser utilizada como complemento a un tópico especial del curso acerca de materiales modernos amigables con el ambiente.


En la actividad, los estudiantes combinan una proteína (gelatina sin sabor) con una solución de glicerina al 1% y aplican agitación y calentamiento hasta obtener una mezcla homogénea. Esta mezcla se vierte en un molde antiadherente y se la deja reposar por varios días hasta que se elimine la humedad. Al cabo de este tiempo, cuando está perfectamente seca se la retira y se obtiene una película transparente y flexible con propiedades similares a las de plásticos usados como mica o empaque de alimentos.


1. Investigue más sobre los bioplásticos. Escriba un pequeño ensayo al respecto (máximo 1 pagina). Revisar las fuentes adicionales de información sobre el experimento.

2. Como podría utilizar la lamina de plástico obtenida? Idee y describa una aplicación de su plástico. Revisar las fuentes adicionales de información sobre el experimento.

3. Averigüe los precios de los materiales usados y haga un análisis de costos de la fabricación de la lámina de bioplástico. Comparado con la fabricación de plásticos tradicionales, es rentable? Precios de reactivos y materiales

• Sobre de gelatina sin sabor (7 g) 0.19 $ • Frasco de glicerina (30 mL) 0.75 $ • Superficie antiadherente 4.50 $

23


1. www.greenplastics.com/ 2. www.green-plastics.net/ 3. E. S. Stevens , Green Plastics, Princeton University Press, 2002

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Información Para el Instructor Sobre las Prácticas de la Asignatura de Química Inorgánica

EXPERIMENTO No. 1 Geometría Molecular, Experiencias con Modelos y

Software

Antecedentes

Para predecir la disposición tridimensional de los átomos de una molécula, es decir su geometría molecular, comúnmente se utiliza la teoría VSEPR ó teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia. Tal teoría se basa en la premisa que los pares de electrones, sea libres o de enlace, que rodean al átomo central en la molécula se repelen entre sí y deben colocarse lo más distantes que sea posible. Así, la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en la que la repulsión es mínima.

Esta teoría provee un modelo muy simple pero muy efectivo para predecir la geometría de moléculas e iones poliatómicos de modo sistemático


Esta experiencia permite una comprensión más completa de conceptos tales como estructuras de Lewis, geometría electrónica y geometría molecular. También sirve como uno de los fundamentos para entender conceptos más avanzados como compuestos de coordinación y la teoría del campo cristalino.


En la actividad, los estudiantes utilizan un kit de modelos moleculares y un paquete de software específico (Spartan) para construir las geometrías de diferentes moléculas e iones. Previo a la construcción de los modelos moleculares, ellos deben predecir las geometrías esperadas aplicando la teoría VSEPR.

Además, con los parámetros geométricos que provee el paquete de software, los estudiantes elaboran tablas de datos para cada molécula o ión.


1. Dé una definición de la teoría VSEPR. En qué se fundamenta?

Leer la sección Antecedentes. 2. En qué difieren la geometría electrónica y la geometría molecular de un

compuesto?

La geometría electrónica de una molécula se obtiene al calcular su número estérico el cual es la suma de todos los pares electrónicos que rodean al átomo central, tanto los de enlace como los libres. Una vez identificada esta geometría, la geometría molecular se obtiene de la anterior “borrando” los pares libres de la estructura, esto es, considerando solamente los pares de enlace. Observe el siguiente ejemplo:

25

3. Investigue sobre otros paquetes de software para construir modelos moleculares

que se usan comúnmente.

Además del software Spartan usado en esta experiencia que es desarrollado por la firma Wavefunction Inc, existe una gran variedad de paquetes de software para este propósito. Por nombrar algunos: Molecules 3-D de Molecular Arts Corporation, Cache de Oxford Molecular Group y PCModel de Serena Software, Los estudiantes pueden ingresar a las páginas web de estos proveedores para conocer acerca de sus característica e incluso descargar demos o versiones de prueba para experimentar su utilización.


1. Shriver, D. F.; Atkins, P. Inorganic Chemistry, 3rd ed., W. H. Freeman, 2005 2. http://www.uwosh.edu/faculty_staff/xie/tutorial/vsepr.htm 3. http://www.chem.purdue.edu/gchelp/vsepr/ 4. http://www.wavefun.com/products/spartan.html

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EXPERIMENTO No. 2: Cálculo de la Constante de Fuerza de un Enlace

Antecedentes

La vibración de los átomos que componen un enlace puede ser explicada usando un modelo conocido como el oscilador harmónico que consiste de un sistema que experimenta una fuerza de recuperación proporcional a su desplazamiento:

b = −9c (20)

La constante de proporcionalidad k se llama constante de fuerza, y mientras más fuerte es el enlace mayor es su constante de fuerza. El signo negativo de F significa que la dirección de la fuerza se opone al desplazamiento de los átomos (estiramiento) respecto a su posición de equilibrio.

La segunda ley de movimiento de Newton establece que la fuerza aplicada sobre el sistema es igual a:

b = −d efgehf (21)

Donde µ es la masa reducida del sistema (promedio de las masas de los átomos que forman el enlace).

Igualando las ecuaciones (20) y (21) se obtiene:

−d i�cij� = −9c

Una solución de esta ecuación es

c = k lE mj m = FnoI� �T

(22)

La posición del sistema varía armónicamente (como el sin mj) con una frecuencia q =m 2rT y se encuentra estacionario cuando el desplazamiento x alcanza su valor máximo A, que se denomina la amplitud del movimiento.

De la ecuación (22) se puede despejar k como sigue:

9 = 4r�dq� (23)

Esta ecuación provee un modo simple de calcular la constante de fuerza de un enlace a partir de la frecuencia a la que su ubica la banda correspondiente al estiramiento de tal enlace en su espectro infrarrojo.


Esta actividad facilita el entendimiento de los conceptos de enlace covalente y fuerza del enlace e introduce al estudiante a las nociones básicas de espectroscopía.


En esta experiencia, los estudiantes utilizan un paquete de software especializado (Spartan) para construir la molécula de CH3Cl y obtener su espectro IR. De éste obtienen el valor de frecuencia q� de la banda asociada con el estiramiento del enlace C − H. Con tal dato utilizan la ecuación (23) para determinar la constante de fuerza del enlace.

27


1. Defina los términos a) constante de fuerza de un enlace, b) espectroscopía, c)

espectro de absorción d) espectro de emisión.

Las definiciones requeridas se encuentran en la segunda y tercera referencias listadas en fuentes adicionales de información sobre el experimento.

2. Qué tipo de niveles de energía son excitados cuando se irradia una molécula con

radiación infrarroja?

Los niveles vibratorios de la molécula (ver la tercera referencia listada en la sección titulada fuentes de información adicional sobre el experimento)

3. �o todas las moléculas producen espectros infrarrojos. Busque una explicación

química de esta particularidad.

Solamente aquellas vibraciones que provocan un cambio en el momento de dipolo de la molécula serán observadas en el espectro IR. Por ejemplo, las vibraciones de estiramiento de moléculas homonucleares (O2, N2, Br2, etc.) no producen cambio en el momento de dipolo y por tanto no originan espectros infrarrojos. Para una explicación más completa ver la referencia 3 listada en la sección titulada Fuentes de información

adicional sobre el experimento.

4. A qué atribuye la discrepancia entre el valor calculado y el valor de literatura de la

constante de fuerza del enlace.

Típicamente, el error porcentual del valor calculado respecto al valor de literatura (448 Nm-1) está alrededor del 10 – 12 %, esto se debe a que se utiliza la frecuencia de vibración estimada mediante mecánica molecular. Tales métodos regularmente producen frecuencias calculadas que difieren de las reales en el rango de porcentajes antes señalado.


1. Burke, J. T., Journal of Chemical Education, 1997, 74, 1213 2. Levine, I. N., Physical Chemistry, 5th ed., McGraw – Hill, 2002 3. Skoog, D.; Holler, F.; Nieman, T,, Principles of Instrumental Analysis, 5th ed.,

Saunders College Publishing, 1998.

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EXPERIMENTO No. 3: Identificación de elementos y operaciones de simetría

de algunas moléculas mediante software y modelos

Antecedentes

Experiencias sobre simetría molecular usando modelos tridimensionales resultan indispensables para desarrollar un firme entendimiento de este tópico. Los kits de modelos moleculares y el software de modelación disponible actualmente proveen una excelente herramienta para este propósito. Una operación de simetría es una acción que luego de ejecutada sobre un objeto lo deja luciendo exactamente igual que antes. Existe un elemento de simetría correspondiente por cada operación de simetría; éste es el punto, línea, o plano respecto al cual fue ejecutada la operación de simetría. Es posible clasificar las moléculas identificando todos sus elementos de simetría.


La actividad asiste a los estudiantes en una cabal compresión de conceptos tales como simetría, operaciones, elementos y grupos de simetría.


En esta experiencia, los estudiantes utilizan un kit de modelación y un paquete de software especializado (Spartan) para construir representaciones tridimensionales de algunas moléculas e identifican las operaciones y elementos de simetría asociados con aquellas usando objetos simples (un espejo y unos palillos).


1. Defina los términos elemento de simetría y operación de simetría. En qué

difieren?

Ver la sección Antecedentes

2. Averigüe que son los “grupos de simetría”. Haga una lista de éstos.

Moléculas con sets idénticos de elementos de simetría pertenecen a un determinado grupo de simetría. Para clasificar moléculas en tales grupos se debe identificar todos sus elementos de simetría. Una muy completa descripción de tales grupos se encuentra en las referencias 1 y 2 listadas en la sección Fuentes

adicionales de información sobre el experimento.

3. Seleccione un objeto de uso común e identifique los elementos de simetría que

posee.

Hay una gran variedad de objetos de uso cotidiano que puede usar. Queda a su elección, se sugiere usar un espejo y los palillos para ayudarse a identificar los elementos de simetría

4. Cuál es el objeto más simétrico que conoce? Explique su selección

Se sugiere pensar en el objeto sobre el que pueda ejecutar el mayor número de operaciones de simetría (hint: mientras mayor número de lados iguales posee el objeto es más simétrico)


1. Shriver, D. F.; Atkins, P. Inorganic Chemistry, 3rd ed., W. H. Freeman, 2005 2. http://symmetry.otterbein.edu/tutorial/index.html

29

3. http://www.chem.mun.ca/homes/raphome/Courses/C4300/Chapter8.pdf 4. http://www.tulane.edu/~sanelson/eens211/introsymmetry.htm 5. http://www.wavefun.com/products/spartan.html

30

EXPERIMENTO No. 4: El Espectro de la Luz Visible Antecedentes

Experiencias y demostraciones sobre espectros y espectroscopía son importantes en un curso de química inorgánica. Existen algunas maneras de efectuar demostraciones sobre espectros de emisión y absorción, este experimento muestra una de ellas. El hecho que los colores del arcoíris aparecen sobre la superficie de un disco compacto revela que éste puede ser usado como una rejilla de difracción para separar las diferentes líneas de emisión presentes en la luz blanca. Ya que actualmente discos compactos de música y de datos se encuentran ampliamente disponibles es común emplearlos para tales experiencias.


Esta actividad puede ser usada como una introducción general a espectroscopía, siendo de naturaleza cualitativa (mediciones cuantitativas de absorbancia requieren el uso de un espectrómetro). En el caso que los conceptos de colores complementarios y absorbancia no hayan sido presentados en clase, éstos pueden ser introducidos en el momento en que se discuten los resultados obtenidos por los estudiantes y de este modo explicar o describir los colores faltantes en el espectro después que la luz ha pasado a través de un plástico o solución con color.


En esta actividad, los estudiantes construyen un espectroscopio sencillo y barato con cartón y un CD como elemento dispersante de la radiación y lo utilizan para investigar el espectro de la luz solar y los cambios que éste sufre cuando esta luz interactúa con materia coloreada (láminas de plástico de color o soluciones acuosas de color). Las siguientes consideraciones de seguridad deben ser discutidas con los estudiantes previamente a la realización del experimento:

• Se requiere una navaja muy bien afilada para cortar las ranuras del espectroscopio. La navaja debe ser manejada con gran precaución. Siempre se debe usar una superficie protectora por debajo del material que se corta.

• No observe luz solar intensa a través del espectroscopio, podría dañar sus ojos. La luz solar al interior de una habitación durante el día, la luz de un foco incandescente, o de una lámpara fluorescente basta para producir resultados aceptables.

Cualquier CD de música o datos puede usarse en el espectroscopio, mejor si es uno que ya no se utiliza, aunque si se lo maneja cuidadosamente no sufrirá daño alguno durante la experiencia. Se recomienda emplear cartón como el de las cajas de cereales para construir el espectroscopio, éste es ligero pero lo suficientemente rígido para darle formar de caja y lo suficientemente grueso para bloquear el paso de la luz. El espectroscopio puede ser pintado de negro para impedir el paso de luz no deseada. La anchura de la ranura es crítica para obtener buenos resultados, trate de cortarla de la dimensión indicada (si tal operación se complica, córtela más ancha y luego reduzca su dimensión pegando un pedazo de cartón sobre ella). Ejecute las mediciones de la pieza de cartón con sumo cuidado para que al formar la caja ésta ajuste apropiadamente.

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(a) (b)

Figura 3. Dos fotografías del espectroscopio. (a) Vista superior, y (b) vista frontal (posición del observador), a través de la ranura se visualiza el espectro de la luz solar que aparece en la superficie del CD.


1. Qué significa “colores complementarios”. �ombre 3 pares de colores

complementarios

Una sustancia luce de cierto color, rojo por ejemplo, cuando absorbe luz de todos los demás colores y refleja el color rojo o también si refleja todos los colores excepto el verde, el cual es el color complementario del rojo. Es decir si una sustancia absorbe completamente el color verde luce de color rojo y viceversa. Para establecer pares de colores complementarios observe la siguiente figura:

Figura 4. Círculo cromático que muestra los colores complementarios, ellos se colocan en lados opuestos del círculo (Tomado de la referencia 3 listada en la sección Fuentes adicionales de información sobre el experimento).

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2. Cómo se relacionan los colores complementarios a la absorción de luz por

objetos de color?

Revise la respuesta a la pregunta 1.

3. De qué factores depende la cantidad de luz absorbida por una solución de

color?

Considere los siguientes y elabore la respuesta:

o La concentración de la solución.

o La cantidad de solución.


1. Wakabayashi, F.; Hamada, K.; Sone K. Journal of Chemical Education, 1998, 75, 1569 – 1570.

2. Journal’s Editorial Staff, Journal of Chemical Education, 1998, 75, 1568A

3. Chang, R., Química, 7th ed., McGraw – Hill, 2002

33

Experimento No. 5: Determinación de densidades de algunos metales

Antecedentes

Los metales, al igual que otras sustancias, se caracterizan por sus propiedades y por su composición. Su color, punto de fusión, punto de ebullición y densidad – entre otras – son ejemplos de propiedades físicas. Una propiedad física se puede medir sin alterar la composición o identidad de la sustancia. Para calcular densidad de un sólido (la fase en la que se encuentran la mayoría de metales a temperatura y presión ambiente) se mide la masa y el volumen de una muestra de aquél y se usa la siguiente ecuación:

iRElisi = ��J�C65��4t (24)

Comúnmente, las densidades de sólidos y líquidos se expresan en gramos por centímetro cúbico (g/cm3) y su equivalente gramos por mililitro (g/mL).

La densidad es una propiedad cuyo valor no depende de la cantidad de materia considerada, esto es, es una propiedad intensiva. La temperatura es otro ejemplo de este tipo de propiedades. El volumen y la masa, en cambio, son propiedades extensivas puesto que sus valores dependen de la cantidad de materia considerada.

A continuación se listan las densidades de los metales más conocidos.

Tabla III. Densidades de algunos metales.

Metal Densidad (g/cm3)

Aluminio Cobre Oro Hierro Plomo Litio Magnesio Mercurio Potasio Plata Sodio Zinc

2.698 8.960

19.320 7.874

11.350 0.534 1.738

13.546 0.862

10.500 0.971 7.133


Este experimento puede usarse para ilustrar algunos conceptos asociados con los metales tales como propiedades físicas de los metales, metales pesados y su caracterización.


En la actividad, los estudiantes determinan las densidades de muestras de algunos metales provistas por el instructor. Entre las muestras algunas tienen formas regulares y otras irregulares. Los volúmenes de las primeras se calculan usando las fórmulas geométricas apropiadas, en tanto que para muestras irregulares se utiliza el principio de Arquímedes. Las masas de las muestras se miden directamente usando una balanza con precisión de por lo menos 0.01 g.

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1. La densidad es una propiedad intensiva. Defina los términos “propiedad

intensiva” y “propiedad extensiva”. Dé ejemplos de propiedades intensivas y

extensivas.

Para las definiciones ver sección Antecedentes. En base a las definiciones Usted puede individuar muy fácilmente algunos ejemplos de propiedades intensivas y extensivas.

2. Cuáles son las variables que afectan la medición de la densidad? Explique con

un ejemplo.

Ver la página 15 de la referencia 1 de la sección que aparece a continuación. 3. En la industria, para qué sirve conocer las densidades de los metales? Elabore

su respuesta

La densidad se define como la masa por unidad de volumen de una sustancia. En la industria, frecuentemente, sea aprecia características tales como la resistencia, flexibilidad, durabilidad y ligereza de los materiales. Así la densidad de un metal o aleación permite establecer cuan ligera (o pesada) podría ser una pieza de un volumen dado. Como generalmente el peso de un artefacto es crítico para su fabricación, a paridad de otras propiedades, es común preferir los materiales más ligeros (de densidad menor). Por ejemplo una aleación de titanio es preferida a una aleación de hierro para fabricar piezas de aeronáutica porque aquél supone un peso final significativamente menor del aparato.


1. Chang, R., Química, 7th ed., McGraw – Hill, 2002 2. Brown, T., LeMay, E. & Bursten, B. Chemistry: The Central Science, 10th ed.,

Prentice Hall, 2006 3. http://www.elmhurst.edu/~chm/vchembook/120Adensity.html 4. http://www.engineeringtoolbox.com/metal-alloys-densities-d_50.html 5. http://www.simetric.co.uk/si_metals.htm

35

Experimento No. 6: Medición del pH de algunas sustancias comunes

Antecedentes

Un ácido es una sustancia que libera iones hidrógeno (1u) cuando se disuelve en agua. Los ácidos constituyen una clase distintiva de compuestos cuyas soluciones acuosas exhiben las siguientes propiedades:

• Un característico sabor agrio • Capacidad para cambiar el color del papel tornasol de azul a rojo • Reaccionan con ciertos metales para producir H2 gaseoso • Reaccionan con bases para formar una sal y agua

Una base es una sustancia que libera iones oxhidrilo (v1w) cuando se disuelven en agua. Las bases son una clase de compuestos cuyas soluciones acuosas se caracterizan por:

• Un sabor amargo • Sensación “jabonosa” cuando se aplica en la piel • Capacidad para restituir el color original azul del tornasol que se ha vuelto rojo por

el contacto con un ácido. • Capacidad de reaccionar con ácidos para formar sales

Cuando se analizan soluciones acuosas sea de ácidos o de bases, los posibles valores de las concentraciones de iones hidrógeno, U1u[ e iones oxhidrilo, Uv1w[ pueden abarcar muchos órdenes de magnitud desde alrededor de 10�.� a 10w�x.�. Por tanto, es conveniente representarlos en una escala más compacta como la logarítmica. Por convención, se usa la escala de pH para denotar la concentración de iones hidrógeno:

y1 = − &% �zU1u[ (25) O, al revés

U1u[ = 10wD{ (26) También se puede definir

yv1 = − &% �zUv1w[ (27) Y

y1 + yv1 = yS| (28) Donde yS| = 14.0 en agua pura a 25°C. En una solución neutra a 25 °C, el pH será de 7.0; un pH mayor corresponde a una solución básica o alcalina, un pH menor de 7.0 corresponde a una solución ácida.


Esta actividad puede ser usada como una introducción al tópico de ácidos y bases, también ilustra los conceptos de acidez, basicidad, neutralización, pH y escala de pH.


En la actividad, los estudiantes utilizan tiras de papel indicador para medir el pH de seis sustancias de uso cotidiano (vinagre, jugo de limón, agua del grifo, “soft drink”, leche de magnesia y solución diluida de lejía) y de acuerdo a los valores obtenidos las clasifican en ácidos o bases. También ejecutan una reacción de neutralización usando como reactivos soluciones diluidas de un ácido y una base.

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1. Anote las sustancias que son ácidas de acuerdo con sus análisis. Que

característica tienen en común?

Ver la sección Antecedentes (las sustancias con pH < 7.0 se catalogan como ácidas)

2. Anote las sustancias que son básicas de acuerdo con sus análisis. Que

característica tienen en común?

Ver la sección Antecedentes (las sustancias con pH > 7.0 se catalogan como básicas)

3. Explique lo que ocurre cuando se agrega la disolución de HCl a la leche de

magnesia.

La solución ácida neutraliza a la disolución básica. 4. Que reacción se produce? Escríbala

Se produce la siguiente reacción: 21�& s}� + . v1�� s}� → . �&� s}� + 21�v &�

5. Investigue sobre los “antiácidos”, escriba un pequeño ensayo respecto a este

tema.

Las referencias 1 y 2 listadas en la sección a continuación contienen información relevante al respecto.


1. Chang, R., Química, 7th ed., McGraw – Hill, 2002 2. Brown, T., LeMay, E. & Bursten, B. Chemistry: The Central Science, 10th ed.,

Prentice Hall, 2006 3. http://www.chem1.com/acad/pdf/c1xacid1.pdf

37

Experimento No. 7: Preparación de un compuesto de coordinación: Cloruro

de hexaaminocobalto (III)

Antecedentes

Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de electrones) para formar enlaces covalentes con diversas moléculas y iones que actúan como bases de Lewis (donadores de electrones). Un ejemplo de especies químicas formadas por estas interacciones es el ión hexaaminocobalto (III) cuya fórmula es [Co(NH3)6]

3+ . Esta clase de especies constituidas por un ión metálico central rodeado de varias moléculas y/o iones se llaman iones complejos o simplemente complejos. Los compuestos que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Los metales de transición forman compuestos de coordinación con facilidad.

Un complejo está constituido de un ión metálico central, generalmente un ión de un metal de transición, y varias moléculas o iones enlazados a él mediante enlaces covalentes. A las moléculas o iones ligadas al ión metálico en el complejo se las conoce como ligandos. Por ejemplo, en el ión complejo [Co(NH3)6]

3+ hay seis ligandos NH3 unidos al ión Co3+. Los ligandos son comúnmente aniones o moléculas polares; además, disponen de al menos un par de electrones libres. En el complejo, el ión metálico central por el hecho de tener orbitales de valencia vacíos actúa como ácido de Lewis, y los ligandos que tienen pares de electrones libres actúan como bases de Lewis. Los enlaces que se forman entre el ión metálico y los ligando se deben a la compartimiento de pares de electrones que originalmente estaban en los ligandos. Al formar el complejo se dice que los ligandos se coordinan al metal. El ión metálico central y los ligandos unidos a él constituyen la esfera

de coordinación del complejo.

Al escribir la fórmula de un compuesto de coordinación se usan paréntesis rectangulares para separar los grupos que constituyen la esfera de coordinación de otras partes del compuesto; así, la fórmula del compuesto de coordinación cloruro de hexaaminocobalto (III) es [Co(NH3)6]

Cl3.

(a) (b) Figura 5. Dos representaciones de la estructura del ión complejo [Co(NH3)6]

3+ .

Los compuestos de coordinación se obtienen en el laboratorio a través de una serie de reacciones químicas que incluyen desplazamiento y oxidación.

38


Este experimento permite ilustrar la preparación de los compuestos de coordinación. El experimento refuerza los conceptos de iones complejos, ligandos y estructura de los compuestos de coordinación, entre otros.


En el experimento, los estudiantes sintetizan un compuesto hexacoordinado de cobalto (III) partiendo de CoCl2 •6H2O. En sales simples, el ión Co2+ es más estable que el ión Co3+, sin embargo este último puede hacerse estable en compuestos de geometría octaédrica. Tal es el caso de la sal que aquí se obtiene.


1. Los compuestos de coordinación son sumamente importantes en química

inorgánica. Defina los términos a) ión complejo, b) ligando, c) quelato y d)

compuesto de coordinación.

Las definiciones de ión complejo, ligando y compuesto de coordinación se encuentran en la sección Antecedentes. La definición de quelato la encuentra en la referencia 1 de la sección a continuación.

2. Dé una explicación química de porqué se agrega carbón activado en el

proceso de obtención del compuesto.

Una dificultad en este experimento es la oxidación de cobalto (II) a cobalto (III). Tal oxidación se realiza en presencia de aire y usando carbón activado como catalizador. El carbón tiene una ventaja adicional, ésta es su capacidad para desplazar el equilibrio a favor de los productos deseados (ver referencia 3 de la sección que sigue).

3. Qué usos industriales tienen los compuestos de coordinación. Investigue y

escriba un pequeño ensayo al respecto.

Consulte las referencias 1 y 2 de la sección que aparece a continuación.


1. Brown, T., LeMay, E. & Bursten, B. Chemistry: The Central Science, 10th ed., Prentice Hall, 2006

2. Chang, R., Química, 7th ed., McGraw – Hill, 2002 3. http://galois.iyte.edu.tr/chemlab/inorganic/spring/manual.pdf 4. http://ed.augie.edu/~awaspaas/inorg/hexaammine.pdf 5. http://www.chemistry.ucsc.edu/~soliver/151L/Expt1.pdf

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Experimento No. 8: Acción de las Zeolitas en el Detergente para Lavado de

Ropa.

Antecedentes

Las zeolitas han reemplazado en gran medida al tripolifosfato de sodio como agentes suavizantes del agua de lavado en los detergentes granulados. La zeolita de sodio A es la más usada para este propósito. Las zeolitas son aluminosilicatos, al interior de su estructura poseen poros o canales capaces de adsorber moléculas o iones de igual o menor tamaño que el de sus poros; las especies más grandes no son retenidas. Esta propiedad es aprovechada por la zeolita de sodio A para suavizar el agua intercambiando los iones Na+ originalmente contenidos en sus poros por los iones Ca2+ y Mg2+ presentes en el agua dura.


Esta actividad puede usarse para presentar una discusión de los aspectos ambientales de la química inorgánica. También puede ser utilizada en una discusión de química industrial, puesto que la zeolita es una sustancia usada muy comúnmente en algunos procesos de esta área de la química.


En la actividad, los estudiantes extraen la zeolita de sodio A del detergente en polvo y examinan sus propiedades. El instructor debe proveer a los estudiantes con un detergente que contenga zeolitas, éste ya se lo encuentra regularmente en supermercados o lavanderías profesionales, lea con cuidado los ingredientes del detergente para asegurarse que compra el indicado.


1. La cantidad de espuma formada por el jabón en el agua se relaciona con la

dureza del agua. Defina los términos “agua dura” y “agua suave”. Dé una

explicación química de como la dureza afecta la formación de la espuma de

jabón.

El agua suave está virtualmente libre de iones Ca2+ y Mg2+. El agua dura en cambio, contiene concentraciones importantes de ambos iones (o por lo menos de uno de ellos). El agua suave forma gran cantidad de espuma cuando se agrega el detergente; los iones Ca2+ y Mg2+ del agua dura forman precipitados con el detergente que dificultan la formación de espuma.

2. Cambió la dureza del agua al agregar la zeolita? Que ocurre químicamente a

los iones del agua cuando se añade la zeolita?

Si, la zeolita suaviza el agua intercambiando sus iones Na+ por los iones Ca2+ y Mg2+ presentes en el agua dura.

3. La zeolita de sodio A es higroscópica. Qué significa este término? Podría esta

propiedad afectar la masa de detergente si el experimento se ejecuta en un

ambiente húmedo?

Una sustancia es higroscópica cuando absorbe agua de su entorno. En un ambiente húmedo el detergente absorbería agua y su masa aumentaría.

4. Cuales son otros usos de las zeolitas? Investigue y escriba un pequeño ensayo al respecto. Consulte la referencia 2 de la sección que sigue.

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1. Journal’s Editorial Staff, Journal of Chemical Education, 1999, 76, 1416A. 2. http://www.zeolyst.com/faq.html 3. http://www.optc.com/∼btoback/detergent.html

guía para el instructor

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