manual de laboratorio tabla periodica y enlace quimico

Benemérita Universidad Autónoma de Puebla Vicerrectoría de Docencia Dirección General de Educación Superior Facultad de Ciencias Químicas

Licenciatura en Químico Farmacobiólogo

1

QUIMICO FARMACOBIÓLOGO

MANUAL DE LABORATORIO DE TABLA PERIÓDICA Y

ENLACE QUÍMICO

Profesor: José Genaro Carmona Gutiérrez

Maestría en Química

OBJETIVOS:

a. General: Contribuir a la formación del estudiante de acuerdo a los conocimientos, habilidades, actitudes y valores que sustente el perfil general del egresado universitario, el perfil de egreso y los objetivos del programa educativo.



2

b Específicos:

1.- El estudiante debe aprender que el trabajo en el laboratorio tiene procedimientos muy bien establecidos en el reglamento y en el desarrollo de cada uno de los experimentos. 2.- El estudiante debe seguir el método científico en cada experimento, aplicar teorías, conceptos, definiciones, cálculos, etc. 3.- El método científico, los experimentos, los resultados de cada uno de ellos, deben contribuir en el desarrollo de la actitud del estudiante. 4.- El trabajo en equipo debe fortalecer los valores: Respeto, tolerancia, disciplina, puntualidad, solidaridad. 5.- El estudiante reforzará sus conocimientos sobre las propiedades eléctricas de la materia, los diferentes modelos atómicos, la estructura electrónica de los átomos, las propiedades periódicas y el enlace químico.

MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO 1.- Conocer los elementos de seguridad: Señalamientos, controles de energía eléctrica, botiquín, extintor, ducha, lava ojos, salidas normales y de emergencia. 2.- Leer las instrucciones en el manual de prácticas antes de hacer el experimento. 3.- Las actividades estarán coordinadas y supervisadas por el profesor. 4.- Trabajar con bata de laboratorio blanca de 70 % de algodón. 5.- Prohibido fumar, comer o beber en el laboratorio. 6.- Lavarse las manos después de trabajar con los reactivos químicos. 7.- Las mochilas, libros y objetos serán depositados en la entrada. En la mesa de del Laboratorio sólo debe

existir lo necesario para el Trabajo Práctico. 8.- Trabajar con orden, en silencio, limpieza y sin prisas. 9.- Llegar puntualmente al laboratorio. 10.- Al terminar el trabajo, el lugar debe quedar limpio y ordenado. 11.- Está prohibido realizar experimentos no autorizados. 12.- El mal uso o daño a las instalaciones, material y equipo, hacer bromas, correr, jugar, empujar, etc. Será motivo de sanciones administrativas. 13.- El profesor debe estar presente en la sesión de práctica. 14.- Proteger manos, ojos y cuerpo al trabajar con vidrio y tapones. 15.- El material de vidrio no debe lavarse cuando está caliente porque se truena. 16.- No usar reactivos químicos que no tienen etiqueta. 17.- No oler, probar o tocar los reactivos químicos. 18.- No pipetear con la boca, se debe usar perilla. 19.- Usar gafas de seguridad y guantes cuando así lo indique el profesor. 20.- Usar la campana de extracción para productos volátiles, tóxicos y corrosivos. 21.- Retirar los reactivos químicos de la llama. 22.- No calentar directamente los líquidos inflamables. 23.- Transportar los reactivos químicos sujetando el fondo y el cuello del envase. 24.- Reportar al profesor o a las autoridades cualquier anomalía observada en el laboratorio: Fugas, contactos en mal estado, pérdidas de material, de equipo o de reactivos químicos, robos etc. 25.- Auxiliar a los compañeros de trabajo en caso de emergencias. 26.- Los frascos de los reactivos deben cerrarse inmediatamente después de su uso; durante su utilización las

tapas deben ponerse boca arriba sobre la mesa. 27.- No devolver los reactivos a los frascos originales, aunque no hayan sido usados. Evitar circular,

innecesariamente, con los reactivos por el laboratorio.



3

28.- Los reactivos deben colocarse en el lugar que le corresponde. 29.- Prohibido derramar deliberadamente: ácidos, álcalis y otros reactivos, éstos destruyen los pisos, las

instalaciones de los laboratorios, la ropa y provocan dolorosas quemaduras en la piel. 30.- No trabajar solo en el Laboratorio. Por seguridad siempre debe haber otra persona.

NORMAS PARA MANIPULAR INSTRUMENTOS Y REACTIVOS 1.- El vidrio roto se depositará donde indique el profesor. 2.- Los reactivos sin etiqueta, tóxicos o nocivos para el medio ambiente se depositarán en un lugar especial para su eliminación. 3.- Los residuos sólidos se depositarán en un recipiente que indique el profesor para su eliminación. 4.- Los residuos ácidos, bases o sales deben ser neutralizados y depositados donde indique el profesor. 5.- Las pilas usadas deben ser depositadas en un lugar especial para su eliminación.

PRÁCTICA 1

TITULACIÓN

INTRODUCCIÓN

La titulación o valoración de soluciones tiene como principal objetivo determinar la concentración de una solución ácida o básica desconocida. El concepto de ácidos y bases es sin duda uno de los más importantes y útiles en toda la química. Casi todas las reacciones pueden clasificarse en forma general como reacciones entre ácidos y bases, o como reacciones que implican oxidación y reducción. Un ácido se define como cualquier sustancia que aumente la concentración del ion hidrónio en una solución. A los electrolitos fuertes se les llama ácidos fuertes, de igual manera a un electrolito débil se le llama ácido débil. Una base se define como la sustancia que aumenta la concentración del ion hidróxido en las soluciones acuosas. Una base que se disocia completamente se llama base fuerte. Una base débil es aquella que se disocia parcialmente. ESCALA DE pH: Los números pequeños que representan las bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido que existen son poco cómodos de escribir y expresar. En 1909 Sorense introdujo el término pH, definido en relación a la

concentración del ion hidronio. El pH se define como: pH = -logH3O+ y el pOH = -logOH-. Estos términos

están relacionados por la expresión: pH + pOH = 14. En el agua y en disoluciones neutras: pH = pOH = 7.0; En

una disolución ácida: pH 7.0; En una disolución alcalina: pH 7.0

OBJETIVOS 1.- El estudiante hará una titulación utilizando del peachímetro y graficará los resultados. 2.- El estudiante conocerá las teorías de: Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis, de los ácidos y las bases. 3.- El estudiante se prepara para comprender el impacto de las sustancias químicas, como los ácidos y las bases, en el medio ambiente.

MATERIAL REACTIVOS Bureta Hidróxido de sodio Vasos de precipitado Ácido sulfúrico Goteros Fenolftaleína Soporte universal Agua destilada Peachímetro Matraz aforado Pipeta Balanza analítica.



4

PARTE EXPERIMENTAL

Titulación. 1.- Preparar 50 mL de solución de hidróxido de sodio. Pesar con balanza analítica una lenteja de hidróxido de sodio (también conocido como sosa caustica), poner en el matraz aforado, disolver y aforar. Calcular la concentración normal. 2. - Llenar la bureta con la solución de NaOH. 3. - En un vaso de precipitado, tomar 5 ml de una solución de H2SO4 que ha sido preparada previamente por el profesor. 4. - Agregar tres gotas de indicador fenolftaleína, a la solución de H2SO4. 5.- Agregar dos mililitros de la solución de NaOH de la bureta a la solución de ácido sulfúrico, agitar y medir el pH. 6.- Repetir el procedimiento anterior hasta que se agote la solución de NaOH. 7.- Terminada la titulación, graficar las lecturas de pH contra el volumen de NaOH gastado. Al terminar la titulación, elabora su gráfica entonces se puede calcular la concentración de ácido sulfúrico a partir de la concentración de hidróxido de sodio que sí se conoce, utilizando la fórmula de la dilución: V a Na = Vb Nb Escribir la ecuación química de la neutralización.

CUESTIONARIO 1.- Definir ácido y base según las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. 2.- ¿Cuáles son las propiedades de los ácidos y de las bases?

3.- ¿Para que nos sirve medir el pH de las soluciones? 4.- ¿Por qué los ácidos y las bases conducen la corriente eléctrica? 5.- ¿Qué es un indicador? Investigar la fórmula de la fenolftaleína. 6.- Si el pH de una solución es 5.5. Calcular la concentración de los iones [OH -] y [H3O

+]

BIBLIOGRAFÍA 1. Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby, 2013. QUÍMICAEd. Mc Graw Hill, México. 2.- José Albino Moreno Rodríguez, Lilian Aurora Moreno Rodríguez, PRINCIPIOS DE QUÍMICA BÁSICA, Ed -eae: Editorial académica española, primera edición, 2012 3.-Whitten, Davis, Peck, Stanley. Ed. 2009, QUIMICA, CENGAGE Learning, México. 4.- Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, 2011, QUIMICA GENERAL, Ed. PEARSON, España.



5

3. Brown T. L., Lemay H. E. 1998. QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Ed. P.C.S.A. 4. Keenan-Kleinfelter-Wood QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA. Ed. C.E.C.S.A 5. Bruce H. Mahan. CURSO UNIVERSITARIO DE QUÍMICA 6. James E. Huhey QUÍMICA INORGÁNICA. Ed. Harla. 7. Jerome L. Rosenberg, Lawrence Epstein, Peter Krieger, 2014, QUÍMICA. Ed. McGraw-Hill Serie Schaum. 9.-Kotz & Treichel, química y reactividad química, tercera edición, Saunders Collage editorial. 10.- John C. Kotz y Paul M Treichel, QUIMICA Y REACTIVIDAD QUIMICA, Quinta edición, editorial Thomson.

PRACTICA 2

PILAS QUIMICAS

INTRODUCCIÓN Cuando un metal activo se sumerge en agua, se disuelve pasando a su forma iónica, por ejemplo en zinc: Zn → Zn +2 + 2e- , los electrones de valencia correspondientes a estos iones que pasan a la solución quedan sobre el metal y le comunican una carga negativa. La carga negativa sobre el metal atrae a los iones positivos y tiende a reducirlos al estado metálico, por ejemplo el cobre: Cu+2 + 2 e- → Cu. Cuando estos metales se introducen en agua o alguna solución se les conoce como electrodos, cuando dos electrodos diferentes, sumergidos en disoluciones de sus iones respectivos, se disponen de modo que las disoluciones estén en contacto, pero sin mezclarse, a través de un puente salino, tal combinación constituye una PILA, se le conoce como pila galvánica o voltaica.

Las reacciones que ocurren en una pila de Daniell son reacciones de oxidación- reducción, el proceso se puede explicar por medio de dos semireacciones: Cuo + 2e- → Cuo Reducción; Zno → Zn + 2 + 2e- Oxidación. El electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo, en el se recibe electrones provenientes del proceso de oxidación, en esta pila el ánodo tiene carga negativa. El electrodo en el cual se produce la reducción se denomina cátodo, como en este electrodo los electrones son consumidos tan pronto como están disponibles, este electrodo es positivo. Se puede representar por medio del siguiente esquema: |Zn+, Zn+2||Cu++, Cu+1|. Si la concentración de los iones es 1 Molar, la fuerza electromotriz de la pila es la diferencia entre los potenciales normales de electrodos, estos valores han sido calculados, cada especie química tiene su valor y los podemos

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Celda_Galv%C3%A1nica_esp_04-06-2010.png



6

investigar en las TABLAS DE POTENCIALES DE REDUCCION, ejemplo: Zn ++ + 2e- → Zno, Eo = -O.76V; Cu++ + 2e- → Cuo, Eo = +0.34 V. Entre más pequeño es el valor, es una especie química más activa, porque tiende a ceder electrones y por lo tanto actúa como REDUCTOR. Si la semireacción del Zn es invertida, entonces obtendremos el resultado de la reacción: Zno → Zn ++ + 2e- Eo = +0.76V Cu ++ + 2e- → Cuo Eo = +0.34 V Zno + Cu++ → Zn++ + Cuo ∆Eo = +1.10 V Una batería está integrada por seis celdas conectadas en serie, cada una con una diferencia de potencial de 2V. El cátodo (-) está hecho de PbO2 inmerso en una malla metálica, y el ánodo (+) es de Pb; ambos sumergidos en H2S04 bastante concentrado (5M). Las reacciones que se llevan a cabo cuando se enciende el automóvil, y que descargan la batería son: Pb02 + 4H+ + S04-2 + 2e → PbS04 + 2H20 Reducción Pb + S04-2 → PbS04 + 2e- Oxidación Reacción completa: Pb02 + Pb + 2H2S04 → 2PbS04 + 2H2O

OBJETIVOS 1.- Preparar una pila de Daniells, usar el multímetro, diferenciar entre una conexión en serie y en paralelo. 2.- Comprender que: Las reacciones químicas de óxido reducción generan corriente eléctrica espontáneamente, el concepto de fuerza electromotriz y evidencia física de la existencia de los electrones. 3.- El descubrimiento de los electrones, transformó la concepción que se tenía de la naturaleza y originó el desarrollo tecnológico del siglo XX.

MATERIALES Y REACTIVOS Multímetro Matraz aforado Sulfato de cobre Vasos de precipitado Jeringa Sulfato de zinc Tubos de ensaye Algodón Agua destilada Puente salino Gradilla Cloruro de potasio Caimanes Ácido sulfúrico Electrodos Ácido clorhídrico

PARTE EXPERIMENTAL

a). - Pila de Daniell. l. - Preparar 50 ml de la solución de CuSO4.5H2O 0.1 M y 50 ml de solución de ZnSO4.7H2O 0.1 M. 2. - Preparar el puente salino con disolución de cloruro de potasio 0.1M. Utilizar la jeringa para su llenado. 3.- Colocar las soluciones en los vasos de precipitado e introducir los electrodos. 4. - Conectar los electrodos al multímetro y registrar el voltaje y la corriente. 5.- Hacer una conexión en serie y medir el voltaje y la corriente. 6.- Hacer una conexión en paralelo y medir el voltaje y la corriente.

b).- Medición de la fuerza electromotriz. a).- Colocar varios electrodos: Plomo, cobre, fierro, zinc, magnesio, aluminio, etc., en una papa. b).- Medir con el multímetro el voltaje que produce cada par de electrodos. Sus valores siempre deben ser positivos.

c).- Reacciones de desplazamiento. a).- Colocar 5 tubos de ensaye en la gradilla. b).- Adicionar a cada uno 2 ml de HCl concentrado. c).- Agregar a cada uno un metal: Mg, Cu, Al, Ca, Zn. d).- Escribir la ecuación química correspondiente.

CUESTIONARIO 1.- Calcular el voltaje producido a partir de los potenciales normales de reducción para los siguientes pares de elementos: (Pl, Cu), (Cu, Fe), (Fe, Zn), (Zn, Mg), (Mg, Al). 2.- Ordenar a todos estos elementos en orden creciente de su poder oxidante.



7

3.- Ordenar a los siguientes elementos en orden creciente de su poder reductor: Litio, Oro, Potasio, Cloro, Calcio, Plata, Sodio, Yodo, Cromo, Niquel. Tabla de potenciales normales de reducción

BIBLIOGRAFÍA

1. Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby, 2013. QUÍMICAEd. Mc Graw Hill, México. 2.- José Albino Moreno Rodríguez, Lilian Aurora Moreno Rodríguez, PRINCIPIOS DE QUÍMICA BÁSICA, Ed-eae: Editorial académica española, primera edición, 2012 3.-Whitten, Davis, Peck, Stanley. Ed. 2009, QUIMICA, CENGAGE Learning, México. 4.- Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, 2011, QUIMICA GENERAL, Ed. PEARSON, España. 3. Brown T. L., Lemay H. E. 1998. QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Ed. P.C.S.A. 4. Keenan-Kleinfelter-Wood QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA. Ed. C.E.C.S.A 5. Bruce H. Mahan. CURSO UNIVERSITARIO DE QUÍMICA 6. James E. Huhey QUÍMICA INORGÁNICA. Ed. Harla. 7. Jerome L. Rosenberg, Lawrence Epstein, Peter Krieger, 2014, QUÍMICA. Ed. McGraw-Hill Serie Schaum. 9.-Kotz & Treichel, química y reactividad química, tercera edición, Saunders Collage editorial. 10.- John C. Kotz y Paul M Treichel, QUIMICA Y REACTIVIDAD QUIMICA, Quinta edición, editorial Thomson.



8

PRÁCTICA 3

ELECTRÓLISIS

INTRODUCCIÓN La energía eléctrica puede emplearse para generar reacciones de oxidación y reducción no espontáneas. Por ejemplo, cuando cargamos un acumulador, hacemos una electrodeposición donde la energía eléctrica de una batería o de otra fuente, suministra los electrones para convertir los iones metálicos en átomos neutros. La electrodeposición o galvanoplastia como se le conoce, produce una capa delgada de metal depositada sobre otra superficie, para proteger a ésta o mejorar su aspecto. El recubrimiento de joyería barata con una capa muy delgada de oro la hace más atractiva. La celda de electrodeposición que se utiliza para realizar los cambios químicos está formada por dos electrodos (ánodo y cátodo), una disolución de iones y una fuente de electricidad. La masa de la sustancia que se forma durante una electrólisis está relacionada con la cantidad de corriente eléctrica que fluye y corresponde a la cantidad de pesos equivalentes, su relación permitió a Michael Faraday en 1830 establecer las leyes de la electrólisis, las cuales se pueden enunciar de la siguiente forma: Primera ley: La masa de cualquier sustancia liberada, disuelta o depositada en uno de los electrodos es directamente proporcional a la carga eléctrica que fluye a través de la disolución. Segunda ley: Las masas de diferentes sustancias que son liberadas, disueltas o depositadas por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a los pesos equivalentes de cada una de las sustancias.

La masa depositada, disuelta o liberada, se calcula directamente con la siguiente fórmula: vF

AtIm

.

..

Donde: m es la masa de la sustancia en gramos.; I es la corriente eléctrica en amperes: t es el tiempo en segundos; A es el peso atómico en gramos/mol; v es la valencia del elemento. Sus resultados fueron muy importantes para comprender la naturaleza eléctrica de la materia, por ejemplo en el descubrimiento de los protones, el valor de la relación carga-masa (e/m), del hidrógeno concordaba con los datos experimentales obtenidos por la electrólisis. El dibujo es un ejemplo de una electrólisis.



9

OBJETIVOS 1.- Montar una electrólisis con electrodos de cobre, medir la corriente eléctrica, medir el tiempo de la electrólisis y hacer los cálculos de moles y la constante de Faraday. 2.- Conocer las leyes de Faraday (leyes de la electrólisis), aplicar el concepto de mol y número de Avogadro, concepto de peso equivalente. 3.- El estudiante comprende que muchos de los avances tecnológicos actuales son el producto de los descubrimientos y la investigación que se ha desarrollado antes por muchos científicos.

MATERIALES Electrodos Balanza analítica Mufla Coulombímetro Multímetro Cronómetro Vasos de precipitado

REACTIVOS Ácido nítrico Agua destilada Acetona Sulfato de cobre pentahidratado PARTE EXPERIMENTAL

Determinación de la constante de Faraday. a).- Limpiar la superficie de los electrodos de cobre (lavar con jabón, introducir en solución de ácido nítrico, enjuagar muy bien con agua destilada, introducir a la acetona y secar en la mufla). No tocar con las manos. b).- Pesar los electrodos, secos completamente, en la balanza analítica. c).- Preparar 50 ml de disolución de CuSO4.5H2O, 0.5 M y agregar a un vaso de precipitado de 50 mL. d).- Conectar en serie la celda electrolítica, el coulombímetro y el multímetro. e).- Encender el multímetro en la escala de 200 mA. f).- Encender el coulombímetro y el cronómetro al mismo tiempo. Es decir se inicia la electrólisis. g).-Apagar el sistema exactamente a los 20 minutos. h).- Observar los electrodos y determinar a simple vista cual es el Cátodo y cual es el Ánodo. El cátodo es el electrodo donde se lleva a cabo la reducción. i).- Retirar los electrodos, lavar con agua destilada, introducir en acetona, secar en la mufla durante cinco minutos y pesar en la balanza analítica. Los datos del multímetro se van registrando para obtener un valor promedio, el cual se usa para hacer los cálculos.

Tempo en minutos

Tiempo en segundos

Miliamperes Amperes

1

2 3

4

5 6

7



10

8

9 10

Promedio

Cálculos: a.- Calcular la constante de Faraday, F.

Donde: A = Peso atómico; I = Amperes; t = segundos; m = gramos; v = número de oxidación; P eq = peso equivalente. b.- Calcular el porcentaje de error si el valor teórico es 96485.309 C.mol-1 c.- Calcular el peso equivalente del cobre. d.- Calcular el peso atómico del cobre y su porcentaje de error. e.- Calcular el número de moles de cobre depositado.

CUESTIONARIO 1.- Expresar las leyes de la electrólisis. 2.- ¿Qué unidad tiene la corriente eléctrica? y ¿Qué unidad tiene la carga eléctrica? 3.- En la electrólisis del cobre se depositan 0.50 gramos de cobre utilizando una corriente de 0.5 Amperes. Calcular el tiempo que dura la electrólisis. 4.- Una corriente de 5 amperes que fluye durante 30 minutos deposita 3.048 gramos de zinc en el cátodo. Calcular el peso equivalente del zinc a partir de esta información.

BIBLIOGRAFÍA


PRACTICA 4

RADIO ATÓMICO

INTRODUCCIÓN En el estudio de la química es de vital importancia tener conocimiento de los tamaños relativos de los átomos, moléculas e iones. El conocimiento del tamaño también proporciona una medida de la distancia entre la capa electrónica de valencia y el núcleo atómico, por lo tanto es una medida que influye en la pérdida o ganancia de electrones. Sin embargo, los átomos o iones no poseen un tamaño finito debido a la naturaleza nebulosa de la

m

tIP

vm

tIAF

eq .).(

.

..



11

densidad electrónica. No obstante es conveniente considerar al átomo o al ion en el estado combinado como una partícula esférica cuyo radio corresponde al radio atómico o al radio iónico. Es posible obtener el radio atómico o iónico suponiendo que la distancia internuclear es la suma de los radios de dos átomos o iones esféricos. Para una molécula diatómica, Cl2, el radio atómico es simplemente la mitad de la distancia internuclear como se muestra en el dibujo. Análogamente, en un elemento metálico, el radio es la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos vecinos.

OBJETIVOS 1.- El alumno determinará el radio atómico considerando que cada átomo tiene forma esférica. 2.- El alumno aplicará sus conocimientos sobre las definiciones de átomo y elemento, modelo atómico de Thomson, modelo atómico de Rutherford, peso atómico y Número de Avogadro. 3.- El estudiante explica la diferencia entre los átomos de un elemento y otro, y entiende que este modelo ha sido el producto del estudio y descubrimiento de una serie de investigadores y que es la base de los adelantos tecnológicos.

MATERIAL REACTIVOS Vernier Aluminio Balanza Cobre Plomo

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Determinar la densidad de los elementos químicos: Al, Cu, Pb, Fe, Sb, Zn. 2.- Calcular el número de átomos que hay en la densidad de cada elemento. 3.- Calcular el volumen atómico de cada uno de metales. 4.- Calcular el radio atómico de cada elemento, considerando que son pequeñas esferas.

3

.4

.3

VolumenatómicoRadio

Metal R.A. experimental R.A. teórico % de error

Al Cu

Pb Fe

Sb Zn

CUESTIONARIO 1.- Si se conoce que la densidad del mercurio es 13.55 g/cm3, calcular el radio de cada átomo de mercurio. 2.- ¿Cuál será el radio de una molécula de agua, suponiendo que tiene forma esférica? 3.- Calcular el radio atómico de Litio, Sodio y Potasio. 4.- Calcular el radio atómico de Flúor, Cloro y Bromo.

BIBLIOGRAFÍA

1. Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby, 2013. QUÍMICAEd. Mc Graw Hill, México.



12

2.- José Albino Moreno Rodríguez, Lilian Aurora Moreno Rodríguez, PRINCIPIOS DE QUÍMICA BÁSICA, Ed -eae: Editorial académica española, primera edición, 2012 3.-Whitten, Davis, Peck, Stanley. Ed. 2009, QUIMICA, CENGAGE Learning, México. 4.- Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, 2011, QUIMICA GENERAL, Ed. PEARSON, España. 3. Brown T. L., Lemay H. E. 1998. QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Ed. P.C.S.A. 4. Keenan-Kleinfelter-Wood QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA. Ed. C.E.C.S.A 5. Bruce H. Mahan. CURSO UNIVERSITARIO DE QUÍMICA 6. James E. Huhey QUÍMICA INORGÁNICA. Ed. Harla. 7. Jerome L. Rosenberg, Lawrence Epstein, Peter Krieger, 2014, QUÍMICA. Ed. McGraw-Hill Serie Schaum. 9.-Kotz & Treichel, química y reactividad química, tercera edición, Saunders Collage editorial. 10.- John C. Kotz y Paul M Treichel, QUIMICA Y REACTIVIDAD QUIMICA, Quinta edición, editorial Thomson.

PRACTICA 5

CARGA ELECTRICA DEL ELECTRÓN

INTRODUCCIÓN A principios del siglo XIX se postuló que toda la materia está constituida de átomos, a finales de este siglo se descubrió que los átomos tienen una estructura interna compleja que involucra partículas cargadas positiva y negativamente. Las partículas negativas llamadas por Jonsthone en 1896 electrones (del griego Electra = ámbar) reunió un gran número de investigadores en Inglaterra y Alemania para determinar la identidad y propiedades de esta partícula subatómica. Primero Thomson en Inglaterra (1897) y luego Millikan en E.U. (1906) determinó su carga eléctrica y su masa. Hoy con mayores recursos para controlar y medir las variables es posible en un laboratorio escolar determinar estas cualidades fundamentales de la materia. En la parte experimental es importante hacer las siguientes observaciones: a).- La cantidad de electrones que fluyen durante la electrólisis puede ser medida con alta precisión; b).- Los electrodos no deben reaccionar durante la oxidación del oxigeno

(20-2 02 + 4e-), por eso deben usarse electrodos de platino; c).- El número de electrones que fluye durante la electrólisis debe ser en lo posible invariable con el tiempo (corriente constante). Las reacciones que se producen

durante la electrólisis del son las siguientes: Cátodo (-) 2H+ + 2e- H2; Ánodo (+) 20-2 O2 + 4e-

OBJETIVOS

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Simplified_scheme_of_Millikan%E2%80%99s_oil-drop_experiment.png

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:209px-Hofmann_voltameter.fr.version.svg.png



13

1.- Montar un equipo de electrólisis, obtener oxígeno e hidrógeno, medir la carga eléctrica, calcular el número de moles de hidrógeno y oxígeno, determinar el número de electrones y calcular la carga eléctrica de cada electrón. 2.- Conocer: La electrolisis, leyes de Faraday, carga eléctrica de la electrólisis, mol, peso equivalente, número de Avogadro. 3.- El estudiante adquiere un modelo del átomo en el sentido de que contiene electrones que son la unidad de carga eléctrica, y este conocimiento es la base del progreso tecnológico.

MATERIAL REACTIVOS Voltámetro de Hoffman Ácido sulfúrico al 12 % Electrodos de platino Agua destilada I Coulombímetro I multímetro digital

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Preparar la solución de ácido sulfúrico al 12 % en peso y llenar el voltámetro de Hoffman. 2.- Conectar el multímetro, el coulombímetro y el voltámetro de Hoffman en serie. 3.- Ajustar la corriente eléctrica a aproximadamente 75 mA. 4.- Con el botón de encendido del Coulombímetro empezar la reacción y tomar el tiempo, durante 10 minutos. Cada minuto se registrarán los mA que marque el amperímetro, para calcular el promedio. 5.- Al terminar la reacción se registra la temperatura y se mide el volumen de H2 y del 02.

datos experimentales

Tiempo

(minutos)

Miliamperes

Promedio (mA)

Datos para hacer los cálculos

Presión Atmosférica 590 mm de Hg (presión atmosférica en Puebla) Volumen de hidrógeno

Temperatura de la solución Tiempo de duración del experimento 10 minutos

Constante universal de los gases 0.082 (l.atm/K.mol) Promedio de Amp de las 10 mediciones

Número de Avogadro 6.02 X 1023

Cálculos: 1.- Determinar el número de Moles de hidrógeno y el número de Moles de oxígeno.



14

2.- Calcular el número de Moles de electrones que gana el hidrógeno y que pierde el oxígeno. 3.- Calcular el Número de electrones a partir del Número de Avogadro. 4.- Determinar la Carga eléctrica de la electrólisis, considerando que por definición: 1 Coulomb = 1 Ampere x 1 segundo 5.-Determinar la Carga eléctrica del electrón.

CUESTIONARIO 1.- En 1896 el físico Inglés Joseph John Thomson determinó por el método de la desviación magnética de los rayos catódicos la relación carga-masa del electrón obteniendo un resultado de e/m = 1.758 X 108 coulomb/g. Haciendo uso del valor determinado experimentalmente despejar m y así tendremos la masa en gramos del electrón. 2.- Si la relación carga masa de los protones es 2.8711 X 1014 ues/g y la carga eléctrica del protón es 4.802 X10-

10 ues. Calcular la masa del protón. 3.- Si la relación carga masa del electrón es 5.27 X 1017 ues/g. Calcular la masa del electrón.

BIBLIOGRAFÍA


PRACTICA 6

EFECTO FOTOELÉCTRICO

INTRODUCCIÓN Isaac Newton fue el primer científico en estudiar la luz de manera sistemática y de acuerdo a las propiedades que estudió concibió a la luz como una partícula. Por otra parte el holandés Cristian Huygens contemporáneo de Newton estudió los mismos fenómenos y demostró que la luz podía entenderse como una onda, esta idea fue prevaleciendo con el tiempo y hoy hablamos de la luz como una onda electromagnética. A finales del siglo XIX se descubrió un fenómeno extraño, la luz podía expulsar electrones de una lámina metálica, conocido como efecto fotoeléctrico, y ninguna teoría ondulatoria podía explicar este fenómeno. Fue el físico alemán Albert Einstein que en 1905 sorprendió a la comunidad científica al explicar este efecto suponiendo que la luz es una partícula con una energía determinada, representada por la siguiente ecuación: Ef = Wo + Ec . Donde:Ef es la energía del fotón; Wo se conoce como la función trabajo; Ec es la energía cinética de los fotoelectrones. Esto demuestra que al interaccionar la luz con el metal entonces una parte de su energía se gasta en romper el enlace entre el metal y sus electrones (esto es la función trabajo) y el resto se transforma en la energía cinética que tienen los fotoelectrones.



15

OBJETIVOS 1.- El alumno medirá la intensidad de la luz de un foco hacia una celda solar, y demostrará que se produce una diferencia de potencial y una corriente eléctrica y que es posible calcular energía. 2.- El alumno aplicará sus conocimientos de las propiedades de la luz: refracción, difracción, reflexión, interferencia, polarización; el efecto fotoeléctrico y sus propiedades. 3.- El alumno comprenderá que el descubrimiento y explicación del efecto fotoeléctrico es la base de la tecnología moderna y que en la actualidad tengamos una alternativa de la fuente de energía de alta eficiencia y limpia a partir de la energía solar.

MATERIAL Celdas fotoeléctricas Multímetro Focos Conexiones Soporte universal.

DESARROLLO EXPERIMENTAL a).- Conectar la terminal negativa (negra) de la celda fotoeléctrica al común del amperímetro (COM) y la terminal positiva (roja) a la entrada de mA del amperímetro, ajustar la escala del amperímetro a 200 mA para medir corriente y en la escala del voltímetro a 20 V para medir voltaje. b).- Disponer de un foco a 50 cm por encima de la superficie de la celda fotoeléctrica, durante un minuto, y registrar la lectura del amperímetro primero y después el voltaje, hasta donde lo permita el soporte universal. c).- Disminuir la distancia 5 cm y volver a tomar la lectura del amperímetro y voltímetro, durante un minuto. d).- Repetir el procedimiento anterior hasta 5 cm por encima de la celda fotovoltaica.

Cálculos: 1.- Carga eléctrica: Calcular la carga eléctrica en cada caso utilizando la siguiente fórmula: Carga eléctrica = Corriente eléctrica X segundos. 2.- Número de electrones: Calcular el número de fotoelectrones, usando la siguiente relación: Número de electrones = (carga eléctrica)(1 electrón/1.602 X 10 -19C)

3.- Energía: Calcular la energía multiplicando el voltaje por la unidad de carga eléctrica: 1 Voltio X 1 Coulombio = 1 Joule Llenar la tabla:

Distancia Corriente (A) Carga (Coulomb) Electrones Energía 50

45

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Photoelectric_effect.svg



16

40

35 30

25 20

15 10

4). - Graficar Amperes contra Distancia. Observar que hay una relación proporcional entre la intensidad de la luz que llega a la celda fotoeléctrica y el número de electrones emitidos. Si graficamos el voltaje contra la frecuencia obtenida, se obtiene una gráfica cuya pendiente contiene la constante de Planck y la intercceción nos informa sobre la función trabajo.

CUESTIONARIO 1.- Define el efecto fotoeléctrico. 2.- ¿Cuáles son las características del efecto fotoeléctrico? 3.- ¿Cuáles son los elementos químicos que mejor pueden efectuar el efecto fotoeléctrico? 4.- Una lamina de potasio (Wo = 2.25 eV) es iluminada con ondas de luz de las siguientes longitudes de onda:

1 = 8,000 A; 2 = 4,000 A ; 3 = 1,000 A 4 = 500 A ; 5 = 10 A. Calcular la energía cinética de emisión de los electrones de la lámina de Potasio.

BIBLIOGRAFÍA

1. Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby, 2013. QUÍMICAEd. Mc Graw Hill, México. 2.- José Albino Moreno Rodríguez, Lilian Aurora Moreno Rodríguez, PRINCIPIOS DE QUÍMICA BÁSICA, Ed -eae: Editorial académica española, primera edición, 2012 3.-Whitten, Davis, Peck, Stanley. Ed. 2009, QUIMICA, CENGAGE Learning, México. 4.- Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, 2011, QUIMICA GENERAL, Ed. PEARSON, España. 3. Brown T. L., Lemay H. E. 1998. QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Ed. P.C.S.A. 4. Keenan-Kleinfelter-Wood QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA. Ed. C.E.C.S.A



17

5. Bruce H. Mahan. CURSO UNIVERSITARIO DE QUÍMICA 6. James E. Huhey QUÍMICA INORGÁNICA. Ed. Harla. 7. Jerome L. Rosenberg, Lawrence Epstein, Peter Krieger, 2014, QUÍMICA. Ed. McGraw-Hill Serie Schaum. 9.-Kotz & Treichel, química y reactividad química, tercera edición, Saunders Collage editorial. 10.- John C. Kotz y Paul M Treichel, QUIMICA Y REACTIVIDAD QUIMICA, Quinta edición, editorial Thomson.

PRACTICA 7

LONGITUD DE ONDA DEL RAYO LASER

INTRODUCCIÓN LASER es un acrónimo que viene de las letras iniciales de Light Amplifiqued Stimuled Emision Radation. La luz roja que emite un semiconductor de arseniuro de galio consiste de ondas que son del orden de las millonésimas de metro. Debido a las diferencias microscópicas del cristal del diodo láser la longitud de onda de un rayo láser en particular solo puede ser especificado entre un rango de 6600 a 6800 Å (Å es igual a 1X10-8 cm). Mediremos experimentalmente la longitud de onda de la misma manera como se ha determinado la longitud de onda para las diferentes regiones del espectro electromagnético de la luz, es decir, por le método de difracción. Técnica desarrollada por Thomas Young en 1801. Actualmente se fabrican láser de una variedad de colores por lo tanto de diferentes longitudes de onda.

OBJETIVOS 1.- El estudiante conocerá que hay equipos que permiten observar la difracción de un haz de láser por medio de una rejilla de difracción, hacer mediciones y calcular la longitud de onda del rayo láser, su frecuencia y energía aplicando la ecuación de Planck. 2.- El estudiante conocerá las propiedades de la luz y el espectro electromagnético, conocerá la teoría cuántica, la constante de Planck, la velocidad de la luz. 3.- Sabrá la importancia del conocimiento del rayo láser y sus aplicaciones tecnológicas.

MATERIAL Láser rojo

Láser amarillo Láser anaranjado Regulador Rejilla de difracción Pilas Pinzas Soporte universal

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Lasertests.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Przestrzen_wolnosci_harfa_laserowa.jpg



18

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Disponer de una fuente de luz láser perpendicular al centro de una pantalla. 2.- Colocar una rejilla de difracción a cierta distancia de la pantalla. 3.- Medir la distancia X y la distancia A. 4). - Determinar la distancia L por medio del teorema de Pitágoras: L2 = X2 + A2

Cálculos

a). - Calcular la longitud de onda, , usando la siguiente ecuación: L

Xd , donde d es la distancia entre las

rayas de la rejilla de difracción, es igual a 1.08X 10-4 cm.

b). - Calcular la frecuencia de la oscilación del rayo láser, , con la fórmula: ν = c/λ donde c es la velocidad de la luz, 2.9979 X 1010 cm/s. c). - Calcular la energía del fotón de la luz láser con la ecuación de Planck: E = h. donde h es la constante de Planck y vale 6.62 X 10-27 ergios.s Llenar la tabla de resultados:

Láser λ ν Energía del fotón Rojo

Anaranjado Amarillo

BIBLIOGRAFÍA

1. Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby, 2013. QUÍMICAEd. Mc Graw Hill, México. 2.- José Albino Moreno Rodríguez, Lilian Aurora Moreno Rodríguez, PRINCIPIOS DE QUÍMICA BÁSICA, Ed -eae: Editorial académica española, primera edición, 2012 3.-Whitten, Davis, Peck, Stanley. Ed. 2009, QUIMICA, CENGAGE Learning, México. 4.- Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, 2011, QUIMICA GENERAL, Ed. PEARSON, España. 3. Brown T. L., Lemay H. E. 1998. QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Ed. P.C.S.A. 4. Keenan-Kleinfelter-Wood QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA. Ed. C.E.C.S.A 5. Bruce H. Mahan. CURSO UNIVERSITARIO DE QUÍMICA 6. James E. Huhey QUÍMICA INORGÁNICA. Ed. Harla. 7. Jerome L. Rosenberg, Lawrence Epstein, Peter Krieger, 2014, QUÍMICA. Ed. McGraw-Hill Serie Schaum. 9.-Kotz & Treichel, química y reactividad química, tercera edición, Saunders Collage editorial. 10.- John C. Kotz y Paul M Treichel, QUIMICA Y REACTIVIDAD QUIMICA, Quinta edición, editorial Thomson.

PRÁCTICA 8

ESPECTROS DE EMISIÓN ATOMICA

INTRODUCCIÓN Aunque el 95 % del conocimiento que tenemos del mundo que nos llega como información a través de la luz, resulta paradójico el misterio que envolvió la naturaleza de este fenómeno por siglos. El primer intento serio de explicar la luz fue realizado por el Inglés Isaac Newton, quien en 1683 deja pasar un rayo de luz a través de la puerta de su casa y éste incidió sobre un prisma que él mismo pulió, toda la gama de colores fueron dispersados sobre la pared, ante este descubrimiento, asombrado pensó en el alma del sol y de ahí la palabra ESPECTRO, que significa alma en latín. Fundamentalmente hay 3 tipos básicos de espectros: Espectro continuo: Se forma cuando todas las longitudes de onda están presentes. Se observa en forma de bandas de diferentes colores. Es conocido como espectro electromagnético.



19

Espectro de emisión atómica: Aparecen cuando un gas con alta energía emite un número limitado y preciso de longitudes de onda que es característico de cada elemento. Se observa en forma de líneas brillantes y un fondo obscuro. El espectro que se observa es del átomo de Boro.

Espectro de absorción: Resulta de la absorción de ciertas longitudes de onda por un gas, líquido o solución. Se observa en forma de bandas obscuras o líneas obscuras sobre un fondo de colores. Cuando la luz blanca se analiza, aparece una banda continua de colores que van desde el violeta hasta el rojo (esto corresponde a longitudes de onda que van desde 4000 a 7000 Angstrom). El espectro se formará cuando la luz blanca pase de un medio a otro, dispersándose las longitudes de onda que las componen.

LAS HUELLAS DIGITALES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.- A mediados del siglo pasado los alemanes Bunsen y Kirchoff descubrieron que cada elemento químico da una coloración característica cuando sus sales se exponen a la flama de un mechero, incluso el color amarillo de la flama del mechero se debe a la presencia de carbón incandescente y la flama azul revela la presencia de CO2 (mayor oxidación). Cuando un gas se expone a una fuente de alta energía (5000V, 3mA) se ioniza a tal grado que empieza a brillar con una luz característica, si esta luz se hace pasar a través de un prisma se observan líneas de luz brillantes sobre un fondo oscuro. Cada elemento químico tiene su propio patrón de líneas de colores que depende de su estructura electrónica, por esta razón los espectros de emisión atómica sirve para identificar los elementos que componen una estrella o los elementos que hay en una mezcla. El espectro de absorción de la solución muestra el espectro continuo de la lámpara interrumpida por un número de líneas obscuras o bandas de diferente posición para cada solución y que corresponden a las diferentes longitudes de onda absorbidas por la sustancia. Se encuentra que la



20

sangre arterial y la venosa tienen diferente espectro y esto es porque una contiene oxígeno y la otra contiene bióxido de carbono.

OBJETIVOS 1.- Observar el espectro continuo de la luz blanca, observar la coloración de la flama que producen los elementos químicos, observar el espectro de emisión atómica en una lámpara de descarga eléctrica y observar los espectros de absorción de algunas soluciones, hacer cálculos de longitud de onda, frecuencia y energía. 2.- Comprender la teoría cuántica de la luz, comprender el modelo atómico de Niels Bohr, comprender las líneas espectrales de emisión y absorción como el resultado de las transiciones electrónicas en los átomos. 3.- El conocimiento de los espectros atómicos y la teoría cuántica nos permite contar con un modelo atómico cuántico y ha permitido a los investigadores de muchas áreas del conocimiento saber la composición química del universo y conocer la estructura de la materia.

MATERIAL Asas de nicromio Lámparas de alcohol Pinzas Soporte universal Focos Espectroscopios Lámparas de descarga eléctrica de diferentes elementos químicos, H2, He, Hg, Ne, Ar.

REACTIVOS Ácido clorhídrico Alcohol etílico Cloruro de: Litio, Sodio, Potasio, Estroncio, Bario. Permanganato de potasio.

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Espectro continúo Anota el orden de los colores observados:

2.- Coloración de la flama a).- Moja una asa de nicromo con solución de HCl y colócala en la flama de la lámpara de alcohol. b).- Moja el asa con agua destilada y toma un poco de cada sal y coloca la muestra en la flama de la lámpara de alcohol. c).- Anota los colores observados por las diferentes sales y realiza los cálculos correspondientes a la longitud de onda señalada en la tabla.

COMPUESTO COLOR aproximado (Å) Frecuencia Energía del fotón (Joules)

Cloruro de litio 6700

Cloruro de sodio 5800

Cloruro de potasio 4300 Cloruro de estroncio 6600

Cloruro de bario 5500

3.- Espectros de emisión atómica. Observar en el espectroscopio las líneas espectrales que produce la luz que produce el hidrógeno, helio, mercurio, deuterio. Llenar la tabla de valores para una de las líneas espectrales de cada elemento:

Elemento λ ν ergios Joules eV H



21

He

Hg D

4.- Espectro de absorción. Observar por el espectroscopio, la luz que deja pasar una solución y el espectro que ésta produce. ¿Cuáles son las regiones del espectro de la luz visible que absorbe la solución?

CUESTIONARIO 1.- ¿Qué es el espectro electromagnético? 2.- ¿Cuál es la diferencia entre un espectro continuo, un espectro de emisión y un espectro de absorción atómica? 3.- ¿Cuál es la diferencia entre un espectro de absorción atómica y absorción molecular? 4.- Nombra tres utilidades prácticas de los espectros atómicos 5.- Explica brevemente cómo se produce un espectro atómico. 6.- ¿Cómo se relaciona las líneas espectrales con el modelo atómico de Bohr?

BIBLIOGRAFÍA


PRACTICA 9

TERCER PERIODO

INTRODUCCIÓN La tabla periódica más utilizada es la Tabla Periódica Larga, dividida en 18 grupos o familias y 7 periodos. En la parte inferior de la tabla periódica se acostumbra colocar a los elementos metálicos que van llenando los subniveles “f” a estos elementos se les conoce como elementos de transición interna o tierras raras. Comúnmente a los grupos se les llama FAMILIAS, al grupo l se le llama también familia de los metales alcalinos, al grupo 2 familia de los metales alcalinotérreos, al grupo 18 se le denomina familia de los gases nobles, etc. Propiedades Periódicas son aquellas que siguen una tendencia definida por la misma estructura de la tabla periódica de Mendeleiev, es decir que varían continuamente a lo largo de un periodo y de un grupo, ejemplo: densidad, radio atómico, energía de ionización, electronegatividad, reactividad, propiedades metálicas etc.



22

El tercer periodo de elementos químicos está formado por Sodio, Magnesio, Aluminio, Silicio, Fósforo, Azufre, Cloro y Argón, su número atómico va en orden progresivo de 11 al 18, sus configuraciones electrónicas de los electrones de valencia, van llenando los orbitales 3s y 3p: 3s1, 3s2, 3s23p1, 3s23p2, 3s23p3, 3s23p4, 3s23p5, 3s23p6, respectivamente. Su estructura de Lewis que representa los electrones de valencia se representan de la siguiente forma:

OBJETIVOS 1.- Observar la periodicidad del carácter ácido y básico de los productos en los elementos del tercer periodo. 2.- Conocer las configuraciones electrónicas de los elementos y su clasificación periódica en grupos y periodos, conocer las propiedades periódicas (volumen atómico, energía de ionización, electroafinidad, electronegatividad). 3.- El alumno comprenderá la importancia de la tabla periódica y el esfuerzo de muchos investigadores como Mendeleiev para organizar de acuerdo a sus propiedades químicas y físicas a los elementos químicos y empezará a comprender que los avances tecnológicos modernos están relacionados con el conocimiento de la periodicidad.

MATERIAL Lámpara de alcohol Cucharilla de combustión Probeta Graduada Balanza Peachímetro Matraz Erlenmeyer



23

Tubo de ensayo y tapón Pinzas Gradilla

REACTIVOS Magnesio Sodio metálico Azufre Agua destilada HCl concentrado KMnO4,

Solución de KI Solución de NaI Fenolftaleína Anaranjado de metilo

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Sodio:

a). - Colocar un trozo de sodio en un vaso de precipitado con 40 mL de agua destilada. Observa la reacción que sucede. b). - Adicionar tres gotas de indicador fenolftaleína y medir su pH. c).- Escribir la ecuación química. 2.- Magnesio:

a). - Tomar con unas pinzas un trozo de cinta de Mg y calentar en la lámpara de alcohol hasta observar una luz blanca muy llamativa. Escribir la ecuación química. b).- Introducir el producto formado en un vaso de precipitado con 40 mL de agua destilada. Agitar y poner 3 gotas de fenolftaleína. c). - Medir su pH. d).- Escribir la ecuación química. 3.- Aluminio:

a).- Depositar en un vaso de precipitado con 40 ml de agua destilada un poco de aluminio en polvo. b).- Calentar a baja temperatura y con agitación, durante 10 minutos. c).- Dejar enfriar y medir el pH. d).- Escribir la ecuación química que se produce. 4.- Fosforo:

a).- Tomar un trozo de fósforo, colocarlo en la cucharilla de combustión, encenderlo con la flama de la lámpara de alcohol. Nota: El profesor lo hará para todos los equipos. b). – Introducir la cucharilla a un matraz Erlenmeyer que contiene agua destilada y tres gotas de anaranjado de metilo, sin que se ponga en contacto con el agua. c). – Retirar la cucharilla y agitar para que el gas formado se disuelva en el agua. d).- Medir el pH de la solución. e).- Escribir las ecuaciones de las diferentes reacciones químicas que se producen. 5.- Azufre:

a).- Con la cucharilla de combustión tomar un poco de azufre, calentar en la lámpara de alcohol hasta la aparición de una llama azul característica del azufre, rápidamente introducirla en un matraz Erlenmeyer con agua destilada, cuidar de que no haga contacto con el agua y tapar. b).- Cuando se halla desprendido todo el gas, retirar la cucharilla, tapar el matraz con un tapón y agitar hasta lograr que se mezclen bien. c).- Agrega tres gotas de anaranjado de metilo.



24

d).- Medir su pH e).- Escribir las ecuaciones químicas.

CUESTIONARIO 1.- Definir las siguientes propiedades: Potencial de ionización, Electroafinidad, Electronegatividad. 2.- Graficar el volumen atómico contra el número atómico del tercer periodo. Escribir una conclusión. 3.- Graficar la primera energía de ionización contra el número atómico del tercer periodo. Escribir dos conclusiones. 4.- Graficar la electronegatividad de los elementos del tercer periodo contra el número atómico. Escribir una conclusión. 5.- ¿Por qué se presenta ese cambio de volumen que observamos en el dibujo siguiente?

BIBLIOGRAFÍA


PRÁCTICA 10

HALÓGENOS

INTRODUCCIÓN El flúor, cloro, bromo, yodo y ástato forman este grupo de elementos químicos, es el grupo 17 o VII-A o VII-B como aparece registrado en algunas versiones de la tabla periódica, son del bloque p, y se caracterizan por tener un total de electrones de valencia de 7, su configuración electrónica mas externa es ns2np7 y su estructura de Lewis se observa en el siguiente dibujo:



25

Estos elementos tienen propiedades oxidantes, sus propiedades reductoras son muy débiles, el flúor carece completamente de ser reductor, se puede observar esta afirmación en la tabla de potenciales, su actividad oxidante aumenta al disminuir su radio atómico por lo tanto el flúor es el oxidante más poderoso y el yodo es un mejor reductor, el ástato es un elemento radiactivo, es el elemento más pesado del grupo de los halógenos, es un elemento muy inestable, que existe sólo en formas radiactivas de vida corta. Se han preparado unos 25 isótopos mediante reacciones nucleares de transmutación artificial. El isótopo con mayor tiempo de vida es el 210At, el cual decae en un tiempo de vida media de sólo 8.3 h. Es improbable que una forma más estable, o de vida más larga, pueda encontrarse en la naturaleza o prepararse en forma artificial. El isótopo más importante es el 211At y se utiliza en marcaje isotópico. El ástato se encuentra en la naturaleza como parte integrante de los minerales de uranio, pero sólo en cantidades traza de isótopos de vida corta, continuamente abastecidos por el lento decaimiento del uranio. La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor que 28 g (1 onza). Los halógenos se combinan químicamente con la mayoría de los elementos, pero no reaccionan directamente con el oxígeno y el nitrógeno. En condiciones normales el flúor es un gas, F2, de color amarillento; el cloro es un gas, Cl2, amarillo-verdoso; el bromo es un líquido rojo marrón que pasa fácilmente a vapor, Br2; el yodo, es una sustancia sólida de color violeta-negro con brillo metálico, a temperatura ambiente pasa a estado de vapor es decir se sublima, el vapor de yodo, I2, tiene color violeta.

Elemento Flúor Cloro Bromo Yodo

Masa Atómica (uma) 18,9984 35,4527 79,904 126,90447

Punto de Fusión (K) 53,6 172,18 265,9 386,7

Punto de Ebullición (K) 85 239,2 331,94 457,5

Densidad (kg/m³) 1516 2030 4050 4930

Estados de Oxidación -1 -1, +1, +2, +3 , +4, +5,

+6, +7 -1, +1, +3 , +4, +5, +7

-1, +1, +3 , +5, +7

1ª Energía de Ionización

(kJ/mol)

1681 1251,1 1139,9 1008,4

Afinidad Electrónica

(kJ/mol)

328 349 324,7 295,2

Radio Atómico (Å) 0,57 0,97 1,12 1,32

Radio Iónico (Å) F- = 1,31 Cl- = 1,81 Å

Cl+7 = 0,26 Å Br- = 1,95 Br+7 = 0,39

I- = 2,16 I+7 = 0,50

Volumen Atómico (cm³/mol) 17,1 22,7 23,5 25,74

Electronegatividad (Pauling) 3,98 3,16 2,96

OBJETIVOS 1.- Observar la periodicidad del carácter ácido y básico de los productos en los elementos grupo VII. 2.- Conocer las configuraciones electrónicas de los elementos y su clasificación periódica en este grupo, conocer las propiedades periódicas (volumen atómico, energía de ionización, electroafinidad, electronegatividad). 3.- El alumno comprenderá la importancia de la tabla periódica y el esfuerzo de muchos investigadores como Mendeleiev para organizar de acuerdo a sus propiedades químicas y físicas a los elementos químicos y empezará a comprender que los avances tecnológicos modernos están relacionados con el conocimiento de la periodicidad.

MATERIAL Tubos de ensaye Gradilla Campana de extracción Tubos de desprendimiento



26

Vasos de precipitado Mortero y pistilo Capsula de porcelana Vidrios de reloj Parrilla eléctrica Espátulas

REACTIVOS Permanganato de potasio Ácido clorhídrico Bromuro de sodio Dióxido de manganeso Ácido sulfúrico Cloroformo Aluminio en polvo Zinc en polvo Yodo

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Obtención de CLORO

a). - En un tubo de ensayo se agrega unos cristales de KMnO4. b).- Colocado el tubo de ensaye en la gradilla y en la campana de extracción se agrega 1 mL de HCI concentrado, se tapa rápidamente con el tubo de desprendimiento, se observará la aparición de un gas amarillo correspondiente a la formación de Cl2. c).- El cloro obtenido se hace burbujear en agua destilada sobre un vaso de precipitado, se le conoce como agua

de cloro. d).- Escribir la ecuación química. 3.- Obtención de BROMO

a).- Mezclar en un tubo de ensaye bromuro de sodio y dióxido de manganeso. b).- Colocado el tubo de ensaye en la gradilla y en la campana de extracción se agrega 1 mL de H2SO4 concentrado. c).- El vapor obtenido se disuelve en agua destilada. Se obtiene agua de bromo. 4.- Extracción de bromo por medio de cloroformo.

Verter en un tubo de ensaye de 3 a 4 mL de agua de bromo y 1 mL de cloroformo. Agitar fuertemente la solución y observar los cambios. 5.- Reactividad del Bromo.

En un tubo de ensaye añadir 2 mL de bromuro de potasio y un volumen igual de agua de cloro. ¿Qué color adquiere la solución? ¿Quién es más reactivo, el cloro o el bromo? Escribir la ecuación química. 6.- Propiedad oxidante del bromo. En un tubo de ensaye agregar 4 mL de agua de bromo y un poco de polvo de aluminio. Observar la decoloración de la solución. Escribir la ecuación química de la reacción. 7.- Obtención de YODO.

a).- Mezclar yoduro de potasio y dióxido de manganeso, y colocar en un tubo de ensaye. b).- Añadir 1 mL de ácido sulfúrico concentrado y calentar un poco. Observar lo que ocurre y escribir la ecuación de la reacción. 8.- Propiedad oxidante del yodo.

a).- Triturar en el mortero cristales de yodo y polvo de zinc. b).- Colocar la mezcla en una cápsula de porcelana y añadir una gota de agua. Observar la aparición del vapor violeta de yodo.



27

¿Cómo se explica el paso del yodo sólido a vapor? ¿Qué papel juega el agua en esta reacción? 9.- Sublimación del yodo.

a).- En un vaso de precipitado se colocan unos cristales de yodo y se tapa con vidrio de reloj que contiene agua destilada. b).- El vaso se coloca sobre el plato de la parrilla eléctrica que previamente se ha calentado. c).- Los cristales de yodo formado se raspan con la espátula y se almacenan.

CUESTIONARIO 1.- ¿Cómo varia la reactividad de los halógenos en la tabla periódica? 2.- Hacer una gráfica del volumen contra el número atómico de los halógenos. Escribir una conclusión. 3.- Graficar la primera energía de ionización contra el número atómico. Escribir una conclusión. 4.- Graficar la electronegatividad contra el número atómico. Escribir una conclusión. 5.- Explicar el cambio de tamaño del radio atómico al radio iónico en la figura siguiente:

BIBLIOGRAFÍA


PRACTICA 11

ENLACE QUÍMICO

INTRODUCCIÓN A pesar de que actualmente se reportan millones de compuestos químicos con correspondientes propiedades físicas y químicas, el enlace químico de todos ellos lo podemos clasificar de la siguiente manera: a). – Enlace iónico. b). – Enlace covalente. c). – Enlace metálico. d). – Enlace por puente de hidrógeno. e). – Fuerzas intermoleculares (de Van der Walls). El enlace químico lo definimos como un fenómeno mediante el cual los átomos tienden a ganar, perder o compartir sus electrones de valencia (electrones que se encuentran en el último nivel de energía) y formar



28

moléculas simples o complejas. Muchos investigadores han dedicado sus trabajos al estudio de la naturaleza de la unión química y han logrado establecer teorías como la: electrostáticas, enlace covalente, enlace valencia, orbitales moleculares, de bandas, etc. Para dar una explicación satisfactoria sobre las fuerzas que mantiene unidos a los átomos. Conforme se fue descubriendo la estructura del átomo y nuevos modelos atómicos se fueron postulando, el concepto del enlace químico ha ido cambiando, con el descubrimiento del electrón y posteriormente con la teoría cuántica, ahora tenemos una visión unitaria del enlace químico y no la idea tradicional de la diferenciación entre un enlace iónico, covalente o metálico. a). – Para un enlace iónico: Punto de fusión, punto de ebullición y densidad altos, conducen la corriente eléctrica si están fundidos, no conducen en estado sólido, son duros pero frágiles, son solubles en solventes polares. Para que se de este tipo de enlace los cationes y aniones que lo forman deben reunir las siguientes propiedades atómicas.

Propiedad periódica Catión (+) Anión (-) Radio atómico Grande Pequeño

Potencial de ionización Bajo Alto Afinidad Electrónica Negativa Positiva

Electronegatividad Baja Alta b). – Para un enlace covalente : Punto de fusión bajo, punto de ebullición bajo, baja densidad, no conducen la corriente eléctrica, son solubles en solventes no polares. c). - Para un enlace metálico: Tienen un alto punto de fusión, alto punto de ebullición, alta densidad, son maleables, son dúctiles, tienen brillo y conducen la corriente eléctrica.

OBJETIVOS 1.- El alumno podrá medir algunas de las propiedades periódicas y por lo tanto conocerá que hay experimentos que se pueden usar para tal propósito. 2.- El alumno entenderá que las propiedades de la materia son consecuencia de las fuerzas electromagnéticas que dominan entre sus átomos y del grado de afectación de la nube electrónica de los átomos participantes. 3.- Las propiedades que observamos a nuestro alrededor son explicables a través de las fuerzas del enlace químico como son: Punto de fusión, ebullición, densidad, color, propiedades ópticas, eléctricas, magnéticas, medicinales, etc.

MATERIAL Vasos de precipitado Probador de corriente eléctrica Termómetro Lámpara de alcohol Capsula de porcelana Buretas Pinzas Soporte universal REACTIVOS Agua destilada Cloruro de sodio Etanol Cloruro de amonio Nitrato de amonio Hidróxido de sodio Azúcar Tetracloruro de carbono

Desarrollo experimental



29

1.- Solubilidad de un compuesto iónico y polaridad del solvente. a). – En un vaso de precipitado de 50 ml colocar aproximadamente 10 ml de agua destilada y un gramo de cloruro de sodio, agitar hasta disolver y dejar reposar la solución 3 minutos. b).- Después investigar si conduce la corriente eléctrica introduciendo los electrodos del probador. c).- Terminado el experimento escribir una ecuación que represente este fenómeno. d). – En un vaso de precipitado de 50 ml colocar aproximadamente 10 ml de etanol (alcohol etílico) y un gramo de cloruro de sodio, agitar y dejar reposar la solución 3 minutos. e).- Después investigar si conduce la corriente eléctrica introduciendo los electrodos del probador. f).- Terminado el experimento escribir una ecuación que represente este fenómeno. 2.- Disolución de un compuesto iónico. Cambio de temperatura y conducción eléctrica.

a).- En un vaso de precipitado de 50 ml colocar aproximadamente 40 ml de agua destilada. b).- Medir la temperatura. c).- Agregar 1.0 gramos de cloruro de amonio, agitar, medir el cambio de temperatura. d).- Introducir los electrodos del probador de conductividad para comprobar si conduce la corriente eléctrica. e).- Repetir el procedimiento anterior, pero ahora con Nitrato de amonio y con Hidróxido de sodio. f).- Escribir las ecuaciones químicas de cada experimento.

3.- Conductividad eléctrica de un sólido fundido:

Hidróxido de sodio a).- En una cápsula de porcelana colocar 5 gramos de hidróxido de sodio, NaOH. Solicitar al profesor la muestra. b).- Con el probador examinar si conduce la corriente eléctrica. c).- Fundir la muestra con la lámpara de alcohol. d).- Comprobar si conduce la corriente eléctrica.

Azúcar a).- En una cápsula de porcelana colocar 5 gramos de azúcar, C12H22O11. b).- Con el probador examinar si conduce la corriente eléctrica. c).- Fundir la muestra con la lámpara de alcohol d).- Comprobar si conduce la corriente eléctrica. Escribir las conclusiones de lo observado en los dos experimentos.

4.- Disolución de un compuesto no iónico. a).- En un vaso de precipitado de 50 ml colocar aproximadamente 40 ml de agua destilada y 5 gramos de azúcar. b).- Agitar e introducir los electrodos del probador para comprobar si conduce la corriente eléctrica. c).- Escribir la ecuación química de la disolución. Escribir las conclusiones del experimento.

5.- Polaridad de las moléculas. Llenar una bureta con agua destilada y una bureta con tetracloruro de carbono, dejar caer el contenido en un vaso de precipitado, en seguida acercar un globo (previamente electrizado por frotamiento) a la caída del líquido de ambas buretas. Sin tocar. Escribir las conclusiones de ambos experimentos:

BIBLIOGRAFIA

1. Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby,2013. QUÍMICA Ed. Mc Graw Hill, México. 2.- José Albino Moreno Rodríguez, Lilian Aurora Moreno Rodríguez, PRINCIPIOS DE QUÍMICA BÁSICA, Ed-eae: Editorial académica española, primera edición, 2012 3.-Whitten, Davis, Peck, Stanley. Ed. 2009, QUIMICA, CENGAGE Learning, México. 4.- Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, 2011, QUIMICA GENERAL, Ed. PEARSON, España. 3. Brown T. L., Lemay H. E. 1998. QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Ed. P.C.S.A.



30

4. Keenan-Kleinfelter-Wood QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA. Ed. C.E.C.S.A 5. Bruce H. Mahan. CURSO UNIVERSITARIO DE QUÍMICA 6. James E. Huhey QUÍMICA INORGÁNICA. Ed. Harla. 7. Jerome L. Rosenberg, Lawrence Epstein, Peter Krieger, 2014, QUÍMICA. Ed. McGraw-Hill Serie Schaum. 9.-Kotz & Treichel, química y reactividad química, tercera edición, Saunders Collage editorial. 10.- John C. Kotz y Paul M Treichel, QUIMICA Y REACTIVIDAD QUIMICA, Quinta edición, editorial Thomson.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

CRITERIOS PORCENTAJE

Asistencia y participación 50

Reporte de prácticas 50

Total 100

manual de laboratorio tabla periodica y enlace quimico

Documents