BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

LICENCIATURA: QUÍMICO FARMACOBIÓLOGO

ÁREA ESPECÍFICA DE: QUÍMICA GENERAL

NOMBRE DE LA ASIGNATURA: LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II

CÓDIGO: LQF 113L

FECHA DE ELABORACIÓN: MAYO 2004

NIVEL EN EL MAPA CURRICULAR: NIVEL BASICO

TIPO DE ASIGNATURA: CIENCIAS BASICAS

PROFESORES QUE PARTCIPARON EN SU ELABORACIÓN: M.C. JOSE GENARO CARMONA GUTIERREZ

M.C. MIGUEL ANGEL DE ITA CISNEROS

M.C. JOSE RUTILIO MARQUEZ LOPEZ

M.C. ANA MARIA CERVANTES TAVERA

M.C. MARCIAL ZAMORA TOTOZINTLE

DR. JOSE ALBINO MORENO RODRIGUEZ

HORAS DE TEORIA: 3 HORAS PRÁCTICA. 3 CRÉDITOS: 9

PRE-REQUISITOS: LQF 107

RECOMENDACIONES: Existe la idea contradictoria en torno a no repetir temas y esta

interpretación es correcta si los diversos especialistas de la Química repitieran el mismo

texto; sin embargo, la Química se estudia en etapas y hay diversos niveles de la misma,

en el entendimiento que nuestra asignatura revisará los temas a un nivel básico

universitario sin restarle ningún merito a los niveles de perfeccionamiento de temas

similares en las áreas específicas de nuestra facultad.

PRESENTACION GENERAL DEL PROGRAMA Proporciona al grupo una primera visión de la totalidad ya que se utiliza un

lenguaje coloquial para describir la finalidad y orientación de la materia.

2

Se considera a la Química junto a la Física y Biología como Ciencias centrales,

porque ellas están involucradas en el quehacer cotidiano que han revolucionado

en el ultimo siglo nuestra forma de vivir; cambiando de raíz la estructura social, los

modos de producción, el entorno ecológico y las relaciones económicas entre

países. La Química en especial ha contribuido principalmente a la creación de

medicamentos, fertilizantes, materias primas que surten la industria del vestido,

calzado, enseres domésticos, etc.

Aunque la Química rinde muchos beneficios sociales no deja de provocar cierto

temor en los ciudadanos debido a que esta mejor enterada de los desastres que

provoca, en este sentido debemos estar bien informados de los procesos químicos

y tener el conocimiento adecuado para enfrentar situaciones adversas y sobre todo

escuchar y explicar al ciudadano de los temores a veces infundados sobre la

Química.

GASESLIQUIDOSSOLIDOS

PUNTO DE EBULLICIÓNDENSIDAD

CONDUCTIVIDADINDICE DE REFRACCIÓN

COLORPUNTO DE FUSIÓN

PROPIEDADES FISICAS

NUMERO DEAVOGADRO.

MOL.

PESO EQUIVALENTEPESO ATOMICO

FORMULA QUIMICACAPACIDAD CALORÍFICA

ATOMICAS

NUMERO DEAVOGADRO.

MOL.

REACTIVIDADOXIDACIÓNREDUCCION

ACIDOS Y BASES

MOLECULARES

PROPIEDADES QUÍMICAS

MATERIA ENERGÍA

3

Se describe la relación que guarda con otras materias tanto antecedentes como

consecuentes y como cualquier ciencia que trate de explicar la naturaleza, la

química tiene intima relación con la física, la biología, geología, anatomía y como

lenguaje toma las matemáticas, internamente su relación es directa con Física,

Cálculo, Matemáticas, Análisis Químico, Química Orgánica e Inorgánica, Físico-

Química, Áreas Tecnológicas, Farmacia y áreas específicas de Químico Fármaco

Biólogo.

Química Orgánica I.Química Orgánica II.Química Orgánica III.

Química Analítica I.Química Analítica II.

Fisico Química I.

Materias comunespara

Químico Fármaco BiologoQuímico.

Fisico Química II.

Análisis Instrumental I.Análisis Instrumental II.

Materias de nivelbásico

Químico Fármaco Biologo

Bromatología General.Hematología I.

Tecnología Farmacéutica I.Tecnología Farmacéutica II.

Histología y Anatomía.Bioquímica I.Fisiología I.

Química Bioinorgánica.

Materias de nivelformativo

Químico Fármaco Biologo

Química Inorgánica I.Química Inorgánica II.Química Inorgánica III.

Química Analítica III.Química Analítica IV.Química Analítica V.

Materias de nivelbásico

Químico

Química Inorgánica IV.Química Orgánica IV.

Operaciones Unitarias.Procesos Industriales.

Materias de nivelformativoQuímico

Química InorgánicaIndustrial.

Química computacional.

Materias Optativas

Químico

Fisico Química IQuímica Analítica I

Química OrgánicaQuímica Orgánica IIQuímica Orgánica III

Materias de nivelbásico

Farmacia

Química General

Se describen brevemente los contenidos y su relación con el ejercicio profesional

la asignatura de Química General I tiene como finalidad proporcionar al estudiante

los principios básicos que se requieren para que continúen desarrollándose y

puedan aplicarlos en cursos superiores.

Contiene los conocimientos básicos: Teoría Atómica, Tabla Periódica y Enlace

Químico que permite al estudiante incorporarse a sus objetivos curriculares. Como

Profesional de la química un estudiante egresado de nuestra Facultad debe no

solo conocer los elementos tomados de la ciencia, sino sobre todo sus

aplicaciones, sus implicaciones y su futuro.

En cada unidad temática se utilizarán la simbología, unidades del sistema SI,

lenguaje característico de la química, formulación conceptual, formulación

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matemática, análisis de datos, interpretación de resultados, impacto en la

sociedad, perspectivas de la investigación.

Los fenómenos relacionados con la materia y sus cambios macroscópicos

contribuyen a establecer las leyes más generales de la Química.

El contenido del curso es básico para el dominio de los conceptos teóricos de la

química, con aplicaciones en los diversos campos de la ciencia y de la técnica. La

parte experimental del curso, juega un papel central de suma importancia y

coadyuva a entender aún mejor los principios de la Química.

OBJETIVOS GENERALES DEL CURSO

• Deben reflejar la parte correspondiente al perfil de egreso La Química General II se inscribe en las asignaturas del nivel básico y tienen como

finalidad brindar al estudiante los elementos indispensables para todas las demás

materias, además de la introducción al desarrollo de sus habilidades prácticas en

el laboratorio y el manejo de las matemáticas y física aplicadas. Se pretende

desde el inicio dotar al estudiante de una formación académica sólida en la

química, que le permitirá ser copartícipe en la solución de problemas de este

campo que es prioritario en la vida económica, política, social y cultural de nuestro

país.

• Establecer de forma muy clara los conocimientos, actitudes y habilidades a desarrollar durante el curso.

Cada uno de los temas abordados durante el curso tiene la virtud de destacar

diferentes conocimientos, actitudes, habilidades y valores que nos ayudan a

generar una visión integral de la materia y que se acerca mucho a la doctrina de

Ciencia, Tecnología y Sociedad entre ellas podemos destacar:

• Incrementar la comprensión de los conocimientos científicos y

tecnológicos.

• Potenciar los valores propios de la ciencia y la tecnología para poder

entender mejor lo que éstas pueden aportar a la sociedad.

• Desarrollar las capacidades de los estudiantes para hacer posible una

mayor comprensión de los impactos sociales de la ciencia y, sobre todo, de

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la tecnología, permitiendo así su participación efectiva como ciudadanos en

la sociedad civil

CONOCIMIENTO ACTITUDES HABILIDADES

Voltaje, Amperaje

Electrólisis, ánodo, cátodo

Leyes de Faraday

Rayos catódicos

Electrones, protones,

neutrones, radio atómico,

Peso Atómico, isótopo,

alótropo, número atómico

Números cánticos,

estructura electrónica.

Tabla periódica, grupo,

periodos, radio atómico,

potencial de ionización,

afinidad electrónica.

Enlace iónico, covalente.

Teoría de enlace valencia,

teoría de orbitales

moleculares, fuerzas de Van

der Walls.

Analizar

Sintetizar

Interpretar

Buscar explicaciones

Creatividad

Discriminar

Honestidad

Compartir y discutir la

información.

Registrar, ordenar, analizar e

interpretar la información.

Elaborar modelos

Observar

Abstraerse

Predecir

Hacer comparaciones

Calcular

Gráficar

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PRACTICA 1

OBJETIVO PROCEDIMENTAL.– El estudiante hará una titulación utilizando del

potenciómetro y graficará los resultados. OBJETIVO CONCEPTUAL.- El estudiante conoce las teorías de: Arrhenius,

Bronsted-Lowry, Lewis, de los ácidos y las bases. OBJETIVO ACTITUDINAL.- El estudiante se prepara para comprender el impacto

de las sustancias químicas, como los ácidos y las bases, en el medio ambiente. INTRODUCCION:

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 = -log[H3O+] y el pOH = -log[OH-]. Estos términos están relacionados por la expresión: pH + pOH = 14.

1. - En el agua y en disoluciones neutras: pH = pOH = 7.0 2. - En una disolución ácida: pH < 7.0 3. - En una disolución alcalina: pH > 7.0

METODOLOGÍA EXPERIMENTO 1: Titulación.

a). - Llenar la bureta con una solución de NaOH, 1.0 M.

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b). - En un vaso de precipitado, tomar 5 ml de una solución de H2SO4 de concentración desconocida. c). - Agregar tres gotas de indicador fenolftaleina, a la solución de H2SO4. d). – Agregar la solución de NaOH de la bureta, en cada mililitro agregado se mide el pH. Cuando la solución tome el color rosa característico del medio básico, se alcanza la neutralización de las dos soluciones.

g). - Graficar las lecturas de pH contra el volumen de NaOH gastado. NOTA: El dibujo de la izquierda nos muestra el experimento y la gráfica es un ejemplo para el experimento.

EXPERIMENTO 2.- Repetir el experimento anterior con otras muestras.

OBSERVACIONES

1. ¿Por qué hay varias teorías ácido base? 2. ¿Qué propiedades tienen los ácidos y 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?

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PRACTICA 2

OBJETIVO PROCEDIMENTAL: Montar el voltámetro de Hoffman y observar la electrólisis del agua, 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.

OBJETIVO CONCEPTUAL: Conocer las leyes de Faraday (leyes de la electrólisis), aplicar el concepto de mol y número de Avogadro, concepto de peso equivalente. OBJETIVO ACTITUDINAL: 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. INTRODUCCIÓN: A diferencia de las celdas voltaicas como la pila de Daniell, el acumulador, pila de Leclanché, pilas alcalinas, etc. que implican reacciones químicas que generan energía eléctrica, que puede impulsar motores y realizar otros trabajos. La energía eléctrica puede emplearse para forzar reacciones de oxidación y reducción no espontáneas. Por ejemplo, cuando cargamos el acumulador con la corriente para que se forme el PbO2, otro ejemplo es la electrodeposición, en este caso 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: 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: 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:

vFAtIm

.

..=

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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.

PARTE EXPERIMENTAL

Experimento 1. – Observación de las leyes de Faraday.

Con un voltámetro de Hoffman se lleva a cabo la electrólisis del agua, descomponiéndose ésta en H2 y O2 en cada electrodo, de acuerdo al tiempo de reacción transcurrido.

TABLA 1 Tiempo Corriente Volumen

de H2 Moles de

H2 Gramos de H2

Volumen de O2

Moles de O2

Gramos de O2

300 s 600 s 900 s

Experimento 2. – Determinación de la constante de Faraday.

1. - Limpiar perfectamente la superficie de los electrodos de cobre (lavar con

jabón, introducir en solución de ácido nítrico, enjuagar muy bien con agua

10

destilada, secar con una franela, introducir a la acetona y dejar secar al aire libre). Sin tocar con las manos.

2. - Pesar los electrodos, secos completamente, en la balanza analítica. 3. - Colocar en un vaso de precipitado de 50 ml, aproximadamente 40 ml de

disolución de CuSO4.5H2O, 0.5 M. 4. - Conectar en serie la celda electrolítica, el coulombímetro y el multímetro. 5. - Encender el multímetro en la escala de 200 mA. 6. - Poner el cronómetro en ceros. 7. - Encender el coulombímetro y el cronómetro al mismo tiempo. Es decir se

inicia la electrólisis. 8. - Apagar el sistema exactamente a los 20 minutos. 9. - 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. 10. - Retirar los electrodos, lavar suavemente con agua destilada, secar con papel

suave, introducir en acetona y dejar evaporar hasta que esté perfectamente seco.

11. - Pesar el cátodo en la balanza analítica y determinar la cantidad de cobre que fue depositado.

TABLA 2

Tempo en minutos

Tiempo en segundos

Miliamperes Amperes

1 2 3 4 5 6 7 8 9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

CALCULOS

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1. – Fórmula para calcular la constante de Faraday, F.

Donde: A = Peso atómico; I = Amperes; t = segundos; m = gramos; v= número de oxidación.

OBSERVACIONES

1. – Expresa las leyes de la electrólisis.

2. - ¿Qué unidad tiene la corriente eléctrica?

3. - ¿Qué unidad tiene la carga eléctrica?

4. - ¿Cuál es el peso equivalente experimental del hidrógeno?

5. - ¿Cuál es el peso equivalente experimental del oxígeno?

6. - ¿Cuál es el valor experimental de la constante de Faraday?

7. – Con el valor experimental calcular el peso equivalente del cobre.

vmtIAF

...

=

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PRACTICA 3

OBJETIVO PROCEDIMENTAL: Determinar la densidad de diferentes metales y calcular el número de átomos por centímetro cúbico, (cm3), el volumen de cada átomo, calcular el radio atómico considerando que cada átomo tiene forma esférica, determinar el peso equivalente y peso atómico. OBJETIVO CONCEPTUAL: Conocer las definiciones de átomo y elemento, modelo atómico de Thomson, modelo atómico de Rutherford, peso atómico y Número de Avogadro. OBJETIVO ACTITUDINAL: 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. INTRODUCCION: 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 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, el radio atómico es simplemente la mitad de la distancia internuclear como se muestra en la figura 1. Análogamente, en un elemento metálico, el radio es la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos vecinos.

Distancia internuclear

Figura 1

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PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Determinación del radio atómico.

1. - Determinar la densidad de los elementos químicos: Al, Cu y Pb.

a). - Pesar la muestra con la balanza de mayor precisión. b). – Calcular el volumen de cada uno de ellos, de acuerdo a su forma geométrica.

NOTA: Si tiene forma irregular se sigue el procedimiento: Medir un volumen determinado de agua en la probeta graduada, lo corresponde al volumen uno, V1, enseguida con mucho cuidado introducir el metal y medir el desplazamiento del volumen de agua, que corresponde al volumen dos, V2. (figura 2).

La diferencia en los volúmenes, V2-V1, es el desplazamiento de agua y corresponde al volumen de la muestra.

c). - Con el valor de la masa del sólido y su volumen se calcula la densidad:

volumenmasa

=δ

2. - Para calcular el radio atómico, además de conocer la densidad, se necesita el peso atómico del elemento y el número de Avogadro, y también hay que considerar la suposición de que los átomos tienen forma esférica.

3. - Para calcular el radio atómico del Al, Cu, Pb, tomaremos los cálculos hechos

para el átomo de hierro (Como ejemplo).

a). - Densidad = 7.83 g/cm3. b). - Peso Atómico = 55.84 uma. c). - Número de Avogadro = 6.023 X 1023. d). - Volumen de una esfera = (4/3)πr3.

Metal

V1

V2

Metal

Figura 2

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e). - Para calcular el número de átomos por cada cm3, se aplica la fórmula: Número de átomos = 7.83 g de Fe (6.023 X 1023átomos / 55.84 g de Fe)

El resultado nos indica que en un cm3 de Fe hay 8.44 X 1022 átomos.

f). - Conociendo el número de átomos que hay en un cm3, se puede calcular el volumen de un solo átomo.

Volumen = 1 átomo de Fe (1 cm3/ 8.44 X 1022 átomos de Fe)

El resultado nos indica que cada átomo de Fe tiene un volumen igual a 1.184X10-23 cm3. g). - Conociendo el volumen, se determina el radio de cada átomo. Despejando de la fórmula de una esfera:

3

.4.3

πVolumenatómicoRadio =

Sustituyendo los valores de volumen y la constante π, resulta que el radio atómico del Fe es 1.414 X 10-8 cm, esto es igual a 1.414 Å.

Resultados: (llenar el cuadro siguiente)

Metal R.A. experimental

R.A. teórico

% de error

Al Cu Pb

PESO EQUIVALENTE El peso equivalente o equivalente químico de una sustancia es la masa en gramos que libera o adquiere 1 mol de cargas unitarias (6.02 X1023 electrones) en una reacción química. La definición nos dice que a diferencia del peso atómico o molecular, el peso equivalente de una sustancia es variable, depende de la naturaleza de la reacción química, por lo que es un poco complicado hablar del peso equivalente de una sustancia sin mencionar su reacción química. El peso equivalente se calcula con la siguiente fórmula:

reacciónunaensercambiadopoedeNúmeroMolecularPesoeEquivalentPeso

int+−=

Experimento 2: Determinación del peso atómico.

1. – Montar el equipo para el experimento.

2. – Tomar 1 centímetro de cinta de magnesio y lijar la superficie.

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3. – Pesar el magnesio en la balanza analítica.

4. – Llenar la bureta con agua destilada.

5. – Poner en el tubo de ensaye, 3 ml de HCl al 5 %.

6. – Introducir el magnesio en el tubo de ensaye, sin hacer contacto con el ácido.

7. – Tapar el tubo de ensaye y dejar caer el magnesio a la solución.

8. – Terminada la reacción química, se deja enfriar a temperatura ambiente, se mide la temperatura y el volumen de hidrógeno que se formó.

CALCULOS

1. – Calcular los gramos de hidrógeno que se formaron.

aTemperaturUniversalteConsMolecularPesoVolumenesiónGramos

.tan..Pr

=

Donde: Presión = 585 mm de Hg = 0.769 atm. Volumen = Volumen de hidrógeno que se formó. Constante universal ( R ) = 0.082 (l.atm/mol.K). Temperatura = °C + 273.15 = K. Peso molecular del H2 = 2.016 g/mol.

2. –Calcular el peso equivalente del magnesio.

hidrógenodeMasaHidrógenodeleEquivalentPesomagnesiodeMasaeEquivalentPeso .

=

Donde: El peso equivalente del hidrógeno es 1.008.

3. – Calcular el peso atómico del magnesio.

Peso Atómico = Peso Equivalente X Valencia.

OBSERVACIONES

1. – En general se puede afirmar que el tamaño de los átomos es del orden de: 2. - ¿Cuál es el tamaño del núcleo de los átomos? 3. - ¿Cuántas veces es mayor el tamaño del átomo respecto al tamaño nuclear? 4. - ¿Cuál es la diferencia entre Peso Atómico, Peso Molecular y Peso Equivalente?

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PRACTICA 4

OBJETIVO PROCEDIMENTAL: 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. OBJETIVO CONCEPTUAL: Conocer: el fenómeno de la electrolisis, las leyes de Faraday sobre la electrólisis, la corriente eléctrica en amperes, el voltaje y la carga eléctrica de la electrólisis, el concepto de mol, el concepto de peso equivalente, el número de Avogadro, experimento de Millikan. OBJETIVO ACTITUDINAL: El estudiante adquiere un modelo del átomo en el sentido de que ellos contienen electrones que son la unidad de carga eléctrica, y este conocimiento es el fundamento de todo el avance tecnológico de nuestros días. INTRODUCCIÓN. A principios del siglo pasado se descubrió que toda la materia está constituida de pequeñas llamadas átomos, también a finales del siglo pasado se descubrió que estos átomos tenían una estructura interna compleja que involucraba partículas cargadas positiva y negativamente. Las partículas negativas llamadas por Jonsthone en 1896 electrones (del griego Electra = ámbar) reunió un sinnúmero 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) caracterizaron las propiedades del electrón determinando su carga y masa. Ellos realizaron experimentos tan sofisticados para su tiempo que les valió el Premio Novel de Física. Hoy con mayores recursos para controlar y medir las variables es posible en un laboratorio escolar determinar estas cualidades fundamentales de la materia. MA TERIAL Y EQUIPO Voltámetro de Hoffman Electrodos de platino I Coulombímetro (fuente de poder) I multímetro digital 200 mI de solución de H2SO4 al 10 % Conexiones Termómetro. Cronómetro METODOLOGÍA. Se prepara con anticipación la solución de ácido sulfúrico y se llena el voltámetro de Hoffman. El amperímetro y el coulombímetro se conectan en serie como se observa en

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la figura I, ajustar la corriente a aproximadamente 75 mA. Con el botón de encendido del Coulombímetro empezar la reacción que durará 15 minutos al término de los cuales se apagará nuevamente. Cada minuto se registrarán los mA que marque el amperímetro. En seguida se observa el burbujeo en los electrodos desprendiéndose el hidrógeno en el cátodo y oxígeno en el ánodo; en virtud de que el oxígeno requiere el doble de carga que el hidrógeno para formar moléculas, sólo se obtiene la mitad del volumen y de ahí surge la relación 2: 1 que corresponde a una fórmula de H2O. Al terminó de la reacción registrar la temperatura y medir el volumen de H2 y del 02.

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA CARGA DEL ELECTRÓN. Requisitos. a).- La cantidad de electrones que fluyen durante la electrólisis (corriente) debe ser medida con alta precisión, esto se consigue con un amperímetro digital. 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). Esto se resuelve con el coulombímetro que a voltaje constante controla el número de electrones por segundo (amperaje).

REACCIONES

Cátodo (-) 2H+ + 2e- → H2 Ánodo (+) 20-2 → O2 + 4e-

.~

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DATOS EXPERIMENTALES

Tiempo (minutos)

Miliamperes

Promedio (mA)

DATOS PARA EXPLICAR LOS CÁLCULOS

(SOLO COMO EJEMPLO)

Presión Atmosférica 585 mm de Hg (presión atmosférica en Puebla)

Volumen de hidrógeno 10.40 cm3

Temperatura de la solución 20 °C Tiempo de duración del experimento 15 minutos Constante universal de los gases 0.082 (l.atm/K.mol) Promedio de mA de las 15 mediciones 71.35 mA Número de Avogadro 6.02 X 1023

1.-Moles de hidrógeno: Aplicar la Ecuación General de los Gases Ideales para calcular el número de moles de H2 producidos durante la electrólisis.

))20273)(./.082.0()1040.10)(760/1)(585(

.

. 3

2 KmolKatmllXHgdemmatmHgdemm

TRVPnH +

==−

nH = 3.332 X 10-4 moles.

2.- Moles de electrones: Si cada molécula de H2 requiere de 2 electrones, entonces el número de moles de electrones debe ser ( nH2 X 2):

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Número de moles de electrones = 3.332XI0-4 X 2 = 1.6638 X 10-4 moles.

3.- Número de electrones: Con el Número de Avogadro podemos transformar moles de electrones a número de electrones. (regla de tres)

1 mol de electrones - 6.02 X 1023 electrones. 1.6638 X 10-4 moles de electrones - X electrones.

X = 4.013 X 10 20 electrones.

4.- Carga eléctrica: Los coulombs utilizados en la electrólisis se calculan de la siguiente manera: Primero obtenemos un promedio de los mA registrados después de 15 minutos ( en nuestro caso suponemos que fueron 71.35 mA), ahora aplicamos la fórmula.

Coulomb =Amperaje x tiempo(seg)

Coulomb = [(71.35mA) (IA/1000mA)] x (15 min)(60 seg/l min)

Coulomb = 64.217 Coulomb 5.-Carga eléctrica del electrón: Finalmente relacionamos los coulomb utilizados en la electrolisis con el número de electrones calculado en (3), obteniendo así la carga del electrón. (regla de tres).

4.013 X 10 20 electrones - 64.217 Coulomb 1 sólo electrón - X

1 e- = 1.60 X 10 –19 Coulombs.

Problema: 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.

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PRACTICA 5

OBJETIVO PROCEDIMENTAL: Medir la intensidad de la luz de un foco hacia una celda solar, con un multímetro; hacer una conexión en serie y una conexión en paralelo. OBJETIVO CONCEPTUAL: Conocer las propiedades de la luz (refracción, difracción, reflexión, interferencia, polarización), el efecto fotoeléctrico y sus propiedades. OBJETIVO ACTITUDINAL: Comprender que el descubrimiento y su explicación del efecto fotoeléctrico es la base para que en la actualidad tengamos una fuente de energía de alta eficiencia y limpia a partir de la energía solar. INTRODUCCION 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 pasado 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: 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. MATERIAL 1. - Celdas fotoeléctricas. 2. - Multímetro. 3. - Foco. 4. - Conexiones. 5. - Soporte universal. 6. - Cinta métrica o regla para medir

cof EWE +=

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DESARROLLO EXPERIMENTAL Experimento 1. - Determinación de la relación entre la intensidad de la luz y la corriente eléctrica: 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, como se observa en la figura 1, ajustar la escala del amperímetro a 200 mA. Procediendo de la siguiente manera: a. - Disponer de un foco a 50 cm por encima de la superficie de la celda fotoeléctrica y

registrar la lectura del amperímetro. b. - Disminuir la distancia 5 cm y volver a tomar la lectura del amperímetro. c. - Repetir el procedimiento anterior hasta registrar 9 lecturas, llenar la tabla de valores. TRABAJO a). – CARGA ELECTRICA: Calcular la carga eléctrica en cada caso utilizando la siguiente fórmula:

Coulomb = Ampere X tiempo = (mA)(1 Ampere/1000 mA)(segundo)

b). – NUMERO DE ELECTRONES: Calcular el número de fotoelectrones usando la siguiente relación:

c). - Llenar la tabla: Distancia (cm) Corriente (mA) Carga (Coulomb) Número de

electrones 50 45 40 35 30 25 20 15 10 d). - Graficar mA 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.

CXelectrónCoulombelectronesdeNúmero 1910602.1

1).( −=

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figura 1

Experimento 2. - Conexión en serie: a). - Disponer la lámpara a unos 20 cm de la superficie de la celda fotoeléctrica, conectar la terminal negativa (negra) al común del voltímetro y la terminal positiva (roja) a la terminal del voltaje, el voltímetro se ajusta en la escala de 2.5 voltios y registrar la lectura del voltaje obtenido. b). - Repetir el mismo procedimiento con otra celda fotoeléctrica y registrar el voltaje observado. c). - Unir las dos celdas en una conexión en serie como se observa en la figura 2 y medir el voltaje obtenido. Demostrar que: Voltaje total = V1 + V2 d). - Medir la corriente y demostrar que se mantiene constante.

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Experimento 3. - Conexión en paralelo: a).- Disponer la lámpara a 20 cm de la superficie de la celda fotoeléctrica, conectar la terminal negativa (negra) al común del amperímetro y la terminal positiva (roja) a la terminal de mA, el amperímetro se ajusta en la escala de 200 mA y registrar la lectura de miliamperes obtenido. b). - Repetir el procedimiento anterior con otra celda fotoeléctrica y registrar el amperaje observado. c). - Unir las dos celdas en una conexión en paralelo como se observa en la figura 3 y medir el amperaje obtenido. Demostrar que: Amperaje total = A1 + A2

d). - Medir el voltaje y demostrar que se mantiene constante.

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Figura 3

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PRACTICA 6

OBJETIVO PROCEDIMENTAL: Montar un equipo que permite 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. OBJETIVO CONCEPTUAL: Conocer las propiedades de la luz y el espectro electromagnético, conocer la teoría cuántica, la constante de Planck, la velocidad de la luz. OBJETIVO ACTITUDINAL: Conocer la importancia del conocimiento del rayo láser y sus aplicaciones tecnológicas. 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 (un 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. PARTE EXPERIMENTAL. - Medición de la longitud de onda del rayo láser. a). - Disponer de una fuente de luz láser perpendicular al centro de una pantalla. b). - Colocar una rejilla de difracción a cierta distancia de la pantalla donde se encuentra dibujada la onda. Observar que se produce un punto de luz Láser en cada cresta de la onda. c). - Medir la distancia X y la distancia A d). - Determinar la distancia L por medio del teorema de Pitágoras.

L2 = X2 + A2

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

LXd=λ

donde d es la distancia entre las rayas de la rejilla de difracción, es igual a 1.08 X 10-4 cm. b). - Calcular la frecuencia de la oscilación del rayo láser, ν, con la formula:

donde c es la velocidad de la luz, 2.9979 X 1010 cm/s. c). - Calcular la energía de la luz láser con la ecuación de Planck: E = h.ν donde h es la constante de Planck y vale 6.62 X 10-27 ergios.s

λν c

=

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PRACTICA 7

OBJETIVO PROCEDIMENTAL: Observar el espectro continuo de la luz blanca que se obtiene por un prisma o rejilla de difracción, 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. OBJETIVO CONCEPTUAL: 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. OBJETIVO ACTITUDINAL: 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 nanoscrópica de la materia. INTRODUCCION: 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:

1. - Espectro continuo: Se forma cuando todas las longitudes de onda están presentes. Se observa en forma de bandas de diferentes colores.

2. - 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.

3. - 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.

DESARROLLO:

ESPECTRO CONTINUO. - Disponer la lente biconvexa (lupa) de tal manera que la luz que proviene de una lámpara quede enfocada sobre uno de los vértices del prisma, por el lado contrario del prisma debe localizarse la posición del arco iris, que proyectaremos hacia una pantalla.

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Nota: 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 Ángstrom). El espectro se formará cuando la luz blanca pase de un medio a otro, dispersándose las longitudes de onda que las componen.

ESPECTRO DE LUZ BLANCA

Anota el orden de los colores observados: 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).

a) Moja un asa de nicromo con solución de HCl y colócala en la flama del mechero para eliminar residuos de otras sales y óxidos.

b) Ahora moja el asa con agua destilada y toma un poco de las diferentes sales y observa los colores.

c) Anota los colores observados por las diferentes sales así como su longitud de onda y frecuencia aproximadas.

c = ����c / �

��Longitud de onda (cm) � = Frecuencia (1/seg) c = Velocidad de la luz = 3 x1010 cm/seg

COMPUESTO COLOR λ (A) �(Hz) Cloruro de litio Rojo carmesí 6700 Cloruro de sodio Amarillo 5800 Cloruro de potasio Violeta 4300 Cloruro de cobre Verde 5350

PrismaLuz blanca

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Cloruro de estroncio

Rojo ladrillo 6600

Cloruro de bario Verde 5500

d) Utilizando una rejilla de difracción (dirigiéndola a la flama del mechero) observa los espectros atómicos de los distintos metales ensayados.

e) Realiza un dibujo de tus observaciones incluyendo número y colores de las líneas espectrales.

ESPECTROS DE EMISIÓN ATOMICA. 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.} Las longitudes de onda de las líneas espectrales del hidrógeno son:

6562 A, 4861 A, 4340 A, 4101 A Las longitudes de onda de las líneas espectrales del mercurio son:

5770 A, 5460 A, 4360 A

ESPECTRO DE EMISIÓN ATOMICA DE HIDRÓGENO

a) Con la ayuda de una rejilla de difracción observa los espectros de misión atómica

de Hidrógeno, Helio y Argón. b) Completa la siguiente tabla con la información requerida para el espectro de

hidrógeno.

�cm) �(Hz) E (ergios) E (Joules) E (eV

Prisma

Tubo de descarga de hidrógeno

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c) Realiza un dibujo de tus observaciones incluyendo número y colores de líneas

espectrales. ESPECTRO DE ABSORCIÓN Se puede utilizar clorofila, sangre, solución de sulfato de cobre, permanganato de potasio o algún colorante. Colocar un foco de 40 Watts, en seguida un tubo de ensaye con solución de sulfato de cobre y observar con un espectroscopio. 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 por ejemplo que la sangre arterial y la venosa tienen diferente espectro y esto es porque una contiene oxígeno y la otra bióxido de carbono.

OBSERVACIONES 1.- ¿Cuál es la diferencia entre un espectro continuo, un espectro de emisión y un espectro de absorción atómica? 2.- Nombra tres utilidades prácticas de los espectros atómicos 3.- Explica brevemente cómo se produce un espectro atómico.

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PRACTICA 8

OBJETIVO PROCEDIMENTAL: Observar algunas propiedades (densidad, volumen, radio atómico y conductividad) de los elementos que forman un grupo y deducir su periodicidad; observar algunas propiedades (carácter ácido y básico de sus productos) de los elementos de un periodo y deducir su periodicidad. OBJETIVO CONCEPTUAL: Conocer las configuraciones electrónicas de los elementos y su clasificación periódica en grupos y periodos, conocer la periodicidad de los elementos químicos, conocer las propiedades periódicas (volumen atómico, energía de ionización, electroafinidad, electronegatividad). OBJETIVO ACTITUDINAL: 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, empezará a comprender que los avances tecnológicos modernos están relacionados con el conocimiento de la periodicidad. INTRODUCCIÓN La tabla periódica más utilizada es la Tabla Periódica Larga, dividida en 18 grupos o familias y 7 periodos. Los grupos se dividen en "A" y "B", los elementos de los grupo "A" se denominan representativos, los metales de los grupos "B" se denominan elementos de transición y se caracterizan por llenar subniveles tipo "d". 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 lA se le llama también familia de los metales alcalinos, al grupo II A familia de los metales alcalinotérreos, al grupo VIIIA se le denomina familia de los gases nobles etc. Propiedades Periódicas: Se denominan propiedades periódicas a 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. MA TERIAL Y REACTIVOS: Mechero Bunsen C, Sn, Pb, Mg, Na, S Cucharilla de combustión Agua destilada Probeta Graduada HCl concentrado Balanza granataria KMnO4 Peachímetro Solución de KI Matraz erlenmeyer Solución de NaI 1 tubo de ensayo y tapón Fenolftaleína

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Pinzas Anaranjado de metilo

PARTE EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO 1. - Determinación de densidad, volumen atómico, radio atómico y conductividad para C, Si, Sn y Pb.

a). - Determinar la densidad de estos elementos: Pesar la muestra, calcular su volumen y determinar la densidad. b).- Determinar el volumen atómico de cada elemento. Con la densidad, el peso atómico y el número de Avogadro. Se determina primero el número de átomos por cada cm3 y en seguida el volumen de un solo átomo. c). - Determinar el radio atómico de cada elemento. Con el volumen atómico y considerando que cada átomo es una esfera (V=4/3 πr3)

Elemento Densidad Volumen

atómico Radio atómico

d). - Medir la conductividad de estos elementos. ¿Qué observaste en la medición de conductividad? ¿Concuerdan tus observaciones con la posición de los elementos en la Tabla? Explica.

Elemento Conductividad C Si Sn Pb

EXPERIMENTO 2. - Variación del pH de soluciones donde reaccionan los elementos del tercer periodo: Na, Mg, Al, P, S.

SODIO a). - Coloca un trozo de sodio en un vaso de precipitado con 40 mI de agua destilada. Observa la reacción que sucede. b). - Adiciona tres gotas de indicador fenoltaleína y mide su pH y. Escribe la ecuación. pH_____________________ Ecuación:_____________________________________.

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MAGNESIO

a). - Tomar con unas pinzas un trozo pequeño de Mg y caliéntalo en el mechero hasta que observes una luz blanca muy llamativa, inmediatamente introduce en un vaso de precipitado con aproximadamente 10 mI de agua destilada. Agita y agrega 3 gotas de fenolftaleína. b). - Mide su pH. Escribe la ecuacion química. pH________________________ Ecuación:_________________________________ ALUMINIO

a). – Tomar un trozo de aluminio con las pinzas y calentar directamente a la flama del mechero. b). – En un vaso de precipitado de 100 ml con agua destilada a la mitad del volumen introducir el aluminio caliente. c). – Retirar el trozo de aluminio y medir el pH. pH _______________ Ecuación:______________________________________________ FÓSFORO a). – Tomar un trozo de fósforo, colocarlo en la cucharilla de combustión, encenderlo con la flama del mechero. b). – Introducir la cucharilla a un matraz erlenmeyer que contiene agua destilada, sin que se pongan en contacto. c). – Retirar la cucharilla y agitar para que el gas formado se disuelva con el agua. d). – Agregar tres gotas de anaranjado de metilo y medir el pH de la solución. pH: ________________________ AZUFRE a). - Con la cucharilla de combustión tomar un poco de azufre, calienta en el mechero hasta la aparición de una llama violeta 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. g) Finalmente agrega dos gotas de anaranjado de metilo y mide su pH. pH _____________________ Ecuación: ________________________________ EXPERIMENTO 3. - Reactividad en el grupo VII (halógenos)

CLORO

a). - En un tubo de ensayo agregar un poco de KMnO4 y dos gotas de HCI, tapar rápidamente, observarás la aparición de un gas amarillo correspondiente a la formación de Cl2, (rápidamente continuar con los incisos b y c) escribe la ecuación completa de la

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reacción: Ecuación:_________________________________________________________________ BROMO b). - Recibir este gas en otro tubo de ensayo que contenga 1 ml de solución de NaBr hasta la aparición de un color anaranjado. Escribe la ecuación. Ecuación:_________________________________________________________________

YODO c) En otro tubo de ensayo repetir la experiencia anterior cambiando el NaBr por una solución de KI Ecuación______________________________________________________________________________ De acuerdo a tus resultados ordena de mayor a menor la reactividad de los halógenos.

1.-___________________ 2.-___________________ 3.-___________________

CUESTIONARIO

1.- ¿Cómo varia la reactividad de un grupo en la tabla periódica? 2.- ¿Por qué los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas similares? 3.- ¿Se observó la periodicidad de la Tabla Periódica en el desarrollo de la práctica? 4.- ¿Cómo varía la reactividad y el radio atómico en un grupo? 5.- ¿Cuál es la variación de las propiedades ácidas en un periodo?

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PRACTICA 9

OBJETIVO PROCEDIMENTAL: Medir algunas de las propiedades de los compuestos iónicos como solubilidad, conductividad, así como sintetizar y cristalizar alguno de ellos. OBJETIVO CONCEPTUAL: 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. OBJETIVO ACTITUDINAL: 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. NTRODUCCIÓN: 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 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. Dibujo 1. – Red cristalina del cloruro de sodio.

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Dibujo 2. – Formación del enlace covalente.

Propiedades de los compuestos, según el enlace químico: 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. DESARROLLO EXPERIMENTAL

Experimento I. – Solubilidad de un compuesto iónico y polaridad del solvente.

a). – En un vaso de precipitado de 50 ml colocar aproximadamente 30 ml de agua destilada y un gramo de cloruro de sodio, agitar hasta disolver y dejar reposar la solución 3 minutos. Después investigar si conduce la corriente eléctrica introduciendo los electrodos del probador. Terminado el experimento escribir una ecuación que represente este fenómeno. b). – En un vaso de precipitado de 50 ml colocar aproximadamente 30 ml de etanol (alcohol etílico) y un gramo de cloruro de sodio, agitar y dejar reposar la solución 3 minutos. Después investigar si conduce la corriente eléctrica introduciendo los electrodos del probador. Terminado el experimento escribir una ecuación que represente este fenómeno. Terminado este experimento escribir las conclusiones: ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

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____________________________________________________________________________

Experimento II. – Disolución de un compuesto iónico. Cambio de temperatura y conducción eléctrica.

En un vaso de precipitado de 50 ml colocar aproximadamente 40 ml de agua destilada y 1.0 gramos de cloruro de amonio, agitar, medir el cambio de temperatura y en seguida introducir los electrodos del medidor de conductividad para comprobar si conduce la corriente eléctrica. Repetir el mismo procedimiento, pero ahora con Nitrato de amonio y con Hidróxido de sodio.

Escribir las ecuaciones químicas y calcular: El número de moléculas, el número de iones en cada compuesto utilizado. Conclusión:__________________________________________________________

Experimento III. – Conductividad eléctrica de un sólido fundido. 1). - En una cápsula de porcelana colocar 5 gramos de hidróxido de sodio, NaOH, y en seguida conectar dos electrodos de cobre a la sal. a). – Comprobar si conduce la corriente en estado sólido. b). – Fundir la muestra con el mechero de Bunsen y ahora comprobar si conduce la corriente eléctrica. 2). - En una cápsula de porcelana colocar 5 gramos de azúcar, C12H22O11, y en seguida conectar dos electrodos de cobre al compuesto. a). – Comprobar si conduce la corriente en estado sólido. b). – Fundir la muestra con el mechero de Bunsen y ahora comprobar si conduce la corriente eléctrica.

Conclusión:__________________________________________________________ Experimento IV. – Disolución de un compuesto no iónico. En un vaso de precipitado de 50 ml colocar aproximadamente 40 ml de agua destilada y 5 gramos de azúcar, agitar e introducir los electrodos del probador para comprobar si conduce la corriente eléctrica. Escribir la ecuación química y calcular: El número de moléculas de C12H22O11.

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Conclusión:__________________________________________________________ Experimento V. – Polaridad de las moléculas. 1). – 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) al “chorro” y observar la caída del líquido de ambas buretas. PRECAUCION: No combinar el tetracloruro de carbono con el agua. Ver la figura.

Conclusión:_________________________________________________________________________________________________________________________________

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PRACTICA 10

Programa CAChe

Este programa se encuentra en el Software Saunders Chemistry que permite dibujar diferentes modelos moleculares y observar las moléculas previamente diseñadas que se encuentran en el mismo programa.

PROCEDIMIENTO

1.- Para abrir el programa: INICIO → PROGRAMAS → SAUNDERS CHEMISTRY → CAChe

2.- Para observar las moléculas pre-diseñadas. a).- Para abrir los archivos:

ABRIR → → ACEPTAR → → ELEGIR ENTRE:

(Biochem, Complex, Drugs, Elements, Ener-map, Inorgani, Orbitals, Organic, Orgmetal, Partchrg, Polymer, Solids, Surfaces.

Hay que hacer Click con el botón izquierdo del mouse en cada caso. b).- Para centrar la molécula en la pantalla: Hacer click en el icono centrar,

. c).- Para acercar o alejar el tamaño de la molécula, desplazar el mouse con el

botón izquierdo en el icono Zoom, d).- Para girar la molécula primero se hace click en los iconos de girar,

ó y después se desplaza el mouse según la posición de mayor interés.

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e).- Para cambiar de modelo molecular se hace click en los iconos correspondientes:

f).- Para observar los electrones que tienen cada uno de los átomos se hace click en view de la barra de menús y luego en Show electrons:

→ g).- Para salir, se hace click en no salvar los cambios (para no afectar el programa previamente diseñado).

3.- Para diseñar moléculas. a).- Se abre un archivo nuevo, haciendo click en el icono nuevo:

b).- Para iniciar el trabajo de diseño de modelos moleculares se abre el icono “dibujo de moléculas”:

c).- Elegir el átomo correspondiente y hacer click en la pantalla:

d).- De ser necesario se abre la tabla periódica:

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e).- Para dibujar otros átomos iguales o diferentes, se desplaza el mouse con el botón izquierdo oprimido, desde el primer átomo dibujado, por ejemplo:

Aquí tenemos dibujado 1 átomo de carbono (átomo central), átomo de hidrógeno (color gris), átomo de nitrógeno (color azul), átomo de oxígeno (color rojo), átomo de flúor (color verde) f).- Se elige la hibridación correspondiente a la geometría que se espera, seleccionando primero el átomo central con el icono “seleccionar” (flecha) y luego desplegando las hibridaciones para elegir, tal como se muestra en los siguientes dibujos:

→ g).- Enseguida se busca su geometría, en la barra de menús se abre el menú “Beautify” y se hace click en “Geometry”, como se muestra en el dibujo:

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se notará que ahora el dibujo inicial ya tiene una geometría:

→ h).- Se dibujan sus hidrógenos y electrones, abriendo “View” y haciendo click donde corresponda:

→ i).- Finalmente, se centra la imagen de la molécula dibujada, se aleja o se acerca con el zoom, se muestran los electrones que tiene, se hace girar, se cambia de modelo molecular, etc. y se copia. (Se sugiere que se exporte el dibujo a Word).

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4.- Para exportar el dibujo a Microsoft Word. a).- Se hace click en el menú “Edit” y en seguida en “Copy”:

b).- Se abre un archivo en Microsoft Word y se pega la imagen de la molécula diseñada, se recorta y se titula como el ejemplo que sigue.

Molécula de CFONH4

TRABAJO A REALIZAR

1.- Dibujar las moléculas del siguiente cuadro:

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Pares Geometría Tipo Hibridación Ejemplo

2 Lineal AX2 sp BeCl2 3s Triangular AX3 sp2 BF3 3 Angular AX2E sp2 SnCl2 4 Tetraedro AX4 sp3 CH4 4 Pirámide AX3E sp3 NH3 4 Angular AX2E2 sp3 H2O 5 Bip. Tria. AX5 sp3d PCl5 5 Tetr. Irre. AX4E sp3d SF4 5 Forma T AX3E2 sp3d ClF3 5 Lineal AX2E3 sp3d XeF2 6 Octaedro AX6 sp3d2 SF6 6 Pir. Cuad. AX5E sp3d2 BrF5 6 Cuadrado AX4E2 sp3d2 XeF4

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PRACTICA 11

OBJETIVOS: Estudiar las propiedades y aplicaciones de los halógenos. INTRODUCCIÓN

El grupo VII consta de dos subgrupos o familias, el subgrupo principal y el auxiliar o familias VIIb y VIIa. Al primero se refieren los halógenos: F, Cl, Br, I, At y al segundo se refieren el Mn, Tc y Re. Los elementos del subgrupo de los halógenos son no-metales activos típicos. En sus átomos el nivel energético perisférico consta de 7 “electrones de valencia” s2p5. Los halógenos manifiestan valencias variables, desde la valencia electronegativa -1 hasta las electropositivas +1, +3, +5, y +7 en general; aún cuando no todas son probables para todos ellos, como veremos a continuación. El Flúor en todas sus combinaciones manifiesta la valencia electronegativa (-1).Para el cloro y el yodo se conocen combinaciones con valencias electronegativas (-1) y electrpositivas +1, +3, +5, y +7. El Bromo (-1) y valencias electropositivas +1, +3, +5. Para el At, aún cuando ha sido poco estudiado se conocen combinaciones con la valencia electropositiva +5. En el subgrupo del Mn, se hallan los metales, cuyos átomos poseen en su última capa energética dos electrones y en la penúltima 13 electrones. Los átomos del subgrupo Mn son capaces de ceder 7 electrones, de la última y la penúltima capa energética, transformándose en iones cargados positivamente manifestando valencia electropositiva variable desde 2 hasta 7.

LOS HALÓGENOS Y SUS COMBINACIONES

En la naturaleza los halógenos se encuentran en las combinaciones con los metales, (CaF2, NaCl, KCl, NaBr, CaCl2, NaIO3). Para obtener a los halógenos en su estado libre, se parte de sus sales aplicando las reacciones de Óxido- Reducción o por medio de la electrólisis de las mismas en la industria. A condiciones normales el F2 y el Cl2, son gases de color amarillo claro y amarillo verdoso respectivamente. El Br2, es un líquido café-rojizo. El Yodo es una substancia sólida cristalina de color gris oscuro.

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Los halógenos son oxidantes fuertes. El más fuerte de los oxidantes es el flúor. La capacidad oxidante de los halógenos disminuye desde el Flúor hasta el Yodo.

F2 Cl2 Br2 I2

Disminución de la capacidad Oxidante La disminución de la capacidad oxidante del Bromo y del Yodo se explica por el aumento de las cargas de los núcleos y de los radios de sus átomos y por consiguiente se genera una atracción más débil de los electrones de valencia por el núcleo del átomo. Las propiedades reductoras de los iones halogenuros se manifiestan en forma más enérgica para los iones Yoduro que para el Bromuro y el Cloruro. Entonces el Yodo es el reductor más fuerte, o mejor dicho el anión Yoduro.

F’ Cl’ Br’ I’

Aumento de la capacidad Reductora

El cloro en el laboratorio se obtiene por oxidación del ácido clorhídrico con algún oxidante fuerte, por ejemplo MnO2. (Dib. 1) (Ver experiencia 1).

MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2· + 2 H2O

DIB. 1 INSTALACIÓN PARA OBTENER CLORO El Bromo y el Yodo se obtienen por la oxidación de sus iones con los mismos oxidantes en un medio de ácido sulfúrico. (Ver experiencia 2)

MnO2 + 2 KBr + 2 H2SO4 → Br2 + MnSO4 + K2SO4 + 2 H2O También podemos obtener Bromo a partir de sus sales por desplazamiento con cloro.

2 KBr + Cl2· → 2 KCl + Br2· + (Experiencia #4)

Los halógenos se disuelven en agua. De éstos el más soluble es el Cloro y el Yodo es el menos soluble.

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Las soluciones de Cloro, Bromo, Yodo en agua se denominan “agua de Cloro”, “agua de Bromo” y “agua de Yodo” respectivamente. Los halógenos se disuelven mucho mejor en Benceno, Tolueno y en otros disolventes orgánicos. Los halógenos se pueden extraer de las soluciones, agregando un disolvente orgánico y agitando la solución. El halógeno.pasa desde la fase acuosa al disolvente orgánico. La solución de Cloro en Benceno tiene un color amarillo claro; la solución de Bromo un color rojo áureo y la solución de Yodo un color violeta. (Ver experiencia #3). El Cloro es un oxidante más fuerte que el Bromo y el Yodo. El Cloro puede desprender tanto al Bromo como al Yodo de sus sales. El Bromo puede desprender sólo al Yodo de ellas.

2 KBr + Cl2 → 2 KCl + Br2

2 KI + Cl2 → 2 KCl + I2 (Ver experiencia #4)

2 KI + Br2 → 2 KBr + I2

Ni el Bromo, ni el Yodo desprenden al Cloro de sus sales.

COMBINACIONES HIDROGENADAS DE LOS HALÓGENOS

(Halogenuros de Hidrógeno). Dentro de éstas se encuentran el “Fluoruro de Hidrógeno”, el “Cloruro de Hidrógeno”, “el Bromuro de hidrógeno” y “el Yoduro de Hidrógeno”, es decir: HF, HCl, HBr, HI, todos ellos gases incoloros de olor penetrante y además solubles en agua. Las soluciones acuosas de HCl de HBr y HI; son ácidos fuertes que se disocian en iones halogenuros y iones de Hidrógeno o protones. En cambio el HF, es un ácido de fuerza intermedia. En el laboratorio para obtener HCl, se hace interaccionar al NaCl con H2SO4 concentrado. (Dib. 2 y 2a) (Ver exp. 5)

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

OBTENCIÓN DE CLORURO DE HIDRÓGENO “HCl” EN EL LABORATORIO

La solución acuosa de Cloruro de Hidrógeno se denomina ácido Clorhídrico HCl. El HCl, HBr y HI, son fuertes reductores. Las propiedades reductoras aumentan desde el HCl hasta el HI.

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HCl HBr HI

Aumentan las propiedades reductoras

Oxácidos de Cloro y sus sales. Por oxácidos comprendemos a los ácidos que contienen Oxígeno. Estos, para los halógenos se obtienen no por métodos directos, sino por métodos artificiales. En la tabla 1 se muestran las fórmulas de los oxácidos del Cloro y de ciertas sales de éstos ácidos.

TABLA I

ÁCIDOS SALES

FÓRMULA QUÍMICA

NOMBRE FÓRMULA QUÍMICA

NOMBRE

HClO HClO2 HClO3 HClO4

Ac. Hipocloroso Ac. Cloroso Ac. Clórico

Ac. Perclórico

NaClO NaClO2 KClO3 KClO4

Hipoclorito de sodio Clorito de sodio

Clorato de potasio Perclorato de potasio

El ácido más fuerte es el Perclórico HClO4. La fuerza de estos ácidos crece desde el HClO hasta el HClO4, las propiedades oxidantes disminuyen desde el ácido Hipocloroso hasta el Perclórico.

Disminución de la capacidad oxidante de los ácidos

HClO...............HClO2...................HClO3...................HClO4

Aumento de la fuerza de los ácidos

El oxidante más fuerte que es el ácido Hipocloroso se obtiene por la interacción del Cloro con agua.

Cl2 + H2O === HCl + HClO La acción oxidante del agua de Cloro se explica por el hecho de que el ácido hipocloroso obtenido como producto de la reacción, se descompone en HCl y oxígeno atómico u “oxigeno naciente” que es un oxidante muy fuerte.

HClO → HCl + O Tanto el HClO como sus sales, es decir los hipocloritos de Na, de K y de Ca, en soluciones poseen propiedades desinfectantes y decoloran los tintes, las telas y otras sustancias orgánicas. (Ver experiencia 7). El Nitrato de plata AgNO3 es un agente “químico-analítico”, que permite detectar a los aniones halogenuros, pues forma precipitados de color blanco característicos, de acuerdo a las siguiente reacción (Ver experiencia 8).

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I HCl + AgNO3 → AgCl ↓ + HNO3

II H· + Cl’ + Ag· + NO3’ → AgCl ↓ + H· + NO3’ III Cl’ + Ag· → AgCl ↓ PARTE PRÁCTICA EXPERIENCIA 1: Obtención del cloro. El Cloro es venenoso. Efectúe la experiencia bajo la campana de extracción de gases. En distintos tubos de ensayo coloque pequeñas cantidades de las siguientes sustancias. Permanganato de Potasio KMnO4 Dicromato de Potasio K2Cr2O7 Dióxido de Manganeso MnO2 A cada tubo agregue 1-2 ml. de ácido clorhídrico HCl conc. y observe el desprendimiento de Cloro, sobreponiendo el tubo de ensayo sobre un fondo papel blanco. Una vez efectuada la experiencia vierta el contenido del tubo en un recipiente con tiosulfato de sodio para que la reacción de formación de Cloro cese. Anote los esquemas electrónicos y coloque los coeficientes en las ecuaciones de las reacciones.

KMnO4 + HCl → Cl2· + KCl + MnCl2 + H2O K2Cr2O7 + HCl → Cl2· + KCl + CrCl3 + H2O MnO2 + HCl → Cl2· + MnCl2 + H2O EXPERIENCIA 2: a)Obtención del Bromo. Los vapores del Bromo son venenosos. Efectúe la experiencia bajo la campana de extracción de gases. Coloque en un tubo de ensayo algunos cristales de Bromuro de potasio KBr y de bióxido de Manganeso MnO2. Mezcle y agite las sustancias, agregue algunas gotas de H2SO4 concentrado.

KBr + MnO2 + H2SO4 → Br2· + MnSO4 + K2SO4 + H2O

¿Qué observa? Anote los esquemas electrónicos y coloque los coeficientes en la ecuación de la reacción. b) Obtención del Yodo: Realice la misma experiencia anterior reemplazando el KBr por KI y anote qué sucede en esta reacción.

KI + MnO2 + H2SO4 → I2· + MnSO4 + K2SO4 + H2O

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EXPERIENCIA 3: Extracción del Bromo y Yodo de las soluciones acuosas con Benceno. En tres tubos de ensayo diferentes, agregue agua de Cloro, agua de Bromo y agua de Yodo, agregue a cada tubo 1 ml. de Benceno. Agite la solución y anote que color ha adquirido, la solución de Cl2, la de Br2, y la de I2 en Benceno. EXPERIENCIA 4: Desplazamiento de un halógeno por otro. a) Desplazamiento de Bromo y de Yodo con Cloro a partir de sus sales en soluciones acuosas. Vierta en un tubo de ensayo 1-2 ml. de KBr y en otro tubo 1-2 ml. de KI. En ambos tubos agregue 1 ml. de Benceno y 1-2 ml. de agua de Cloro. Agite las soluciones en los tubos, describa cómo varió el color del Benceno en ambos tubos. Anote los esquemas electrónicos y coloque los coeficientes en las ecuaciones de las reacciones.

KBr + Cl2 →................................... KI + Cl2 →...................................

b) Desplazamiento del Yodo con el Bromo. Vierta en un tubo de ensayo 1-2 ml. de KI y 1 ml. de Benceno. Agregue 1-2 ml. de agua de Bromo y agite la solución ¿De qué color varió el Benceno en el tubo? ¿Qué sucede? Anote la ecuación completa de la reacción en el tubo.

KI + Br2 →...................................

EXPERIENCIA 5: Obtención del cloruro de hidrógeno. Realice la experiencia bajo la campana del extractor de gases. Agregue en un tubo de ensayo 2 ml. de solución de NaCl y 2 ml. de H2SO4 (1:1). Colóquele un tapón con un tubo de vidrio doblado en 45º para desprendimiento de gases y caliente con cuidado. Recolecte el cloruro de Hidrógeno que se desprende en un tubo de ensayo seco. Para este fin incline el tubo de desprendimiento de gases hacia un tubo seco y vacío y con ayuda de un algodón tape el orificio que queda en el tubo de ensayo (Ver dibujo 2a). El tubo con Cloruro de hidrógeno voltéelo y colóquelo en un vaso con agua ¿Qué observa? Determine la reacción del medio de la solución con un papel tornasol azul ¿Cómo varía el color del indicador y qué significa ello? Anote la ecuación de la reacción. EXPERIENCIA 6: Propiedades reductoras de los halógenos. Efectuar la reacción bajo la campana de extracción. En 3 tubos de ensayo secos coloque sales anhidras de NaCl, KBr y KI. Agregue a cada tubo con sal algunas gotas de H2SO4 concentrado y caliente con cuidado los tubos.

En el primer tubo se desprende cloruro de Hidrógeno

51

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

En el segundo tubo se desprende Br2 y gas SO2

KBr + H2SO4 → Br2· + SO2 + K2SO4 + H2O

En el tercer tubo se desprende Yodo y sulfuro de hidrógeno H2S

KI + H2SO4 → I2· + H2S + K2SO4 + H2O

Anote los esquemas electrónicos y los coeficientes en las ecuaciones de las reacciones. EXPERIENCIA 7: Acción decolorante del agua de Cloro. Agregue en un tubo de ensayo 1 ml. de solución de algún colorante y vierta gota a gota agua de Cloro. ¿Qué es lo que sucede, qué observa? Anote sus conclusiones. EXPERIENCIA 8: Reacciones cualitativas de los iones cloruro,bromuro, yoduro Cl’, Br’, I’. En 3 tubos de ensayo agregue 1 ml. de solución de KCl, 1 ml. de solución de KBr y 1ml. de solución KI respectivamente. A cada tubo agregue 2-3 gotas de AgNO3. Preste atención al color de los precipitados. Anote las ecuaciones de las reacciones.

PREGUNTAS Y PROBLEMAS

1. ¿Qué elementos componen el subgrupo de los halógenos? 2. ¿Qué propiedades físicas poseen el Cl2, el Br2 y el I2? 3. ¿Cómo varía la capacidad oxidante de los halógenos en la serie F2, Cl2, Br2, I2? 4. ¿Cómo se obtiene el Cl2 en el laboratorio? Anote las ecuaciones de las reacciones. 5. ¿Cómo se obtiene el bromo Br2 y el I2 en el laboratorio? Anote las ecuaciones de las reacciones. 6. ¿Cómo se denominan las soluciones de Cl2, Br2 y I2 en agua? 7. ¿Cómo se podría extraer el Br2 del agua de bromo utilizando Benceno o tolueno? 8. ¿Qué propiedades tiene el Cloruro de Hidrógeno? 9. ¿Cómo obtener cloruro de hidrógeno en el laboratorio? 10. Diga cuál es el reductor más fuerte: el HCl, el HBr o el HI. 11. ¿Qué sustancias se obtienen al interaccionar el KBr con H2SO4? Anote las reacciones. 12. ¿Qué sustancias se forman al interaccionar el KI con H2SO4? 13. ¿Qué oxácidos de los halógenos conoce? 14. ¿Cuál es el más fuerte de los oxácidos derivados del Cl2·? 15. ¿Cuál de los oxácidos derivados del Cl2· es el oxidante más enérgico? 16. ¿Qué ácidos se forman al interaccionar el Cl2· con el agua? 17. ¿Qué importancia tienen el Yodo y el Flúor en la vida de los organismos vivos? 18. ¿Por medio de qué reacción se podría determinar el ion cloruro en una solución? Anote la ecuación iónica de esta reacción. 19. ¿Qué insecticidas contienen cloro? 20. Estados de oxidación más frecuentes para el fluor, cloro, bromo y Yodo.

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BIBLIOGRAFíA

1. PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL-INORGÁNICA. V. Semishen Ed. MIR MOSCÚ. 2- Manual de Prácticas de Química General, Alister P.I., Cervantes A. M.

METODOLOGÍA: Como toda actividad humana organizada se requiere de un método que avale los

esfuerzos sociales que se están haciendo en la educación, para ello se sigue como

método el Constructivismo que es la teoría dominante en la educación y cuyos rasgos

distintivos son:

a) El estudiante esta involucrado activamente y asume la responsabilidad de su

propio aprendizaje.

b) Las preconcepciones de los estudiantes son obtenidos por diferentes métodos,

por ejemplo, el profesor hace preguntas después los estudiantes tienen la

oportunidad de explorar con materiales o considerar un problema. Nuevamente

los alumnos son requeridos para generar preguntas, predicciones ,

explicaciones.

c) Los problemas son propuestos por los profesores para crear insatisfacción con

el conocimiento actual del estudiante.

d) El Trabajo es realizado en grupos o equipos. La discusión con el grupo es

necesaria. Los equipos reportan a la clase. El trabajo es criticado por otros

grupos. Los grupos reportan haciendo presentaciones a la clase; la clase

puede reportar a la escuela entera.

e) Las aplicaciones adicionales son sugeridas por los estudiantes.

Estamos trabajando en 6 áreas que suponemos pueden influir y mejorar la

percepción del conocimiento y aplicaciones de los cursos de Química I y II, ellas son:

1. Apuntes del curso del profesor: Contienen los temas y unidades al nivel que se

pretende y con los ejemplos, gráficas, cálculos teorías y definiciones que se desea

que conozca y aprenda el estudiante. Los conceptos fundamentales de la Química

empiezan a desarrollarse en esta etapa de su vida académica.

2. Manual de Laboratorio del profesor: Contempla los temas relacionados con la

teoría que desarrollara las habilidades experimentales que esperamos tenga un

53

estudiante de Ciencias. Al mismo tiempo empieza a relacionarse con las técnicas

de laboratorio, recolección y manejo de datos, así como los errores humanos y

experimentales mas frecuentes que formaran en él una actitud inicial para su vida

profesional.

3. Multimedia en Química: Multimedia en Química General. En este punto nos

interesa mucho que el alumno conozca otra forma de aprender la Química y sobre

todo que se empiece a involucrarse con el idioma inglés que por las razones que

conocemos se esta convirtiendo en el idioma universal y parte fundamental de su

formación.

4. Diapositivas y Acetatos: Con diapositivas para cada uno de los temas podemos

mostrar gráficas, instrumentos, cuadros sinópticos, disposición de un equipo o

incluso personajes o ideas que difícilmente podríamos representar con plumón y

pizarrón.

5. Videos Científicos: Que involucran a la Química en ellos el estudiante puede ver

las aplicaciones e implicaciones de la Química, “entrar” a un Laboratorio del primer

mundo, “escuchar” las ideas de un Premio Nóbel, “observar” como se recolectan

muestras en el fondo del Océano en una pradera o en el aire. Así mostramos el

impacto de la Química en áreas tan diversas como la salud, el entretenimiento, la

alimentación, la industria, el vestido, investigación de vanguardia, etc.

6. Uso de Internet: Los apuntes, manuales de laboratorio, Antologías serán

revisados y elaborados incorporando la información de diferentes fuentes, bajando

a los mismos páginas web. También se diseñarán programas interactivos con

información de la web.

Consideramos que esta propuesta enriquece la visión del estudiante en los diferentes

temas que constituyen la Química, dándole un panorama de las aplicaciones sociales, las

contribuciones científicas y tecnológicas, así como la perspectiva de toda la gamma de

oportunidades que puede tener para su vida. También apoya su actitud crítica ante los

problemas humanos que enfrentamos y le ayuda a reconocer su potencial y

responsabilidad que como ente social tiene.

Con los lineamientos de la propia comisión de Revisión Curricular en torno a la

metodología y a las virtudes de la libertad de cátedra, los aspectos metodológicos deben

ser flexibles, respecto a la bibliografía a recomendar, a los apuntes a utilizar y a cualquier

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tipo de manual a proponer, en el entendimiento que fundamentalmente nos vamos a

basar en la información internacional plasmada en libros, considerando los temas

esenciales de los programas. Con esto podemos destacar las siguientes:

CONOCIMIENTOS ACTITUDES HABILIDADES VALORES

INSTRUMENTACIÓN DIDÁCTICA: De acuerdo a lo planteado en metodología y con el apoyo que FOMES a brindado al

Departamento de Química General estamos en posibilidad de llevar al salón de clases los

siguientes elementos según el tipo de tema y lo que se requiera como apoyo:

• Ejemplos experimentales demostrativos de un fenómeno que avalan una hipótesis

o teoría y que son diferentes a los desarrollados en el Laboratorio.

• Proyector de Acetatos y de Diapositivas

• Vídeo proyector y equipo de sonido para ver un video científico referente al tema.

• Vídeo proyector y computadora (Laptop) para desarrollar un tema de multimedia

en el salón de clase.

• Apuntes y material escrito que facilita la exposición y maximiza el tiempo dedicado

a la teoría.

• Instalaciones adecuadas en el Laboratorio de Química General que nos conectan

a la red y direcciones Web relacionadas con los temas del curso.

Cabe destacar que disponemos de todo este equipo de apoyo didáctico gracias al

proyecto FOMES.

FORMAS DE EVALUACIÓN: Tomamos en cuenta los siguientes aspectos:

• Asistencia al curso puesto que esto refleja el interés y responsabilidad que tiene el

estudiante, por otro lado buena cantidad del trabajo académico se hace en el salón

de clase ya sea con exposiciones, lecturas, cálculos, gráficas, resolución de

problemas. (10 %).

• Trabajo de Laboratorio: Considerando que el alumno para obtener los resultados

de cada práctica debe conocer las técnicas, teorías, hipótesis y fenómenos

involucrados en cada experimento y solo así llegara a un resultado coherente con

su formación académica. (20%)

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• Tareas y trabajos de investigación.(10%)

• Exámenes parciales sobre los temas vistos en clase en promedio 3 o 4 en el

semestre. (60%).

• Todo esto se enmarca en la metodología del Constructivismo.

BIBLIOGRAFÍA BÁSICA:

1. Curso Universitario de Química. Bruce H. Mahan, Gladis Yong de Bachero.

Bogotá. Fondo Educativo Interamericano.

2. Química Inorgánica: principios de Estructura y Reactividad. James E. Huheey.

Harla.

3. Estructura Atómica: Un Enfoque Químico. Diana Cruz- Garrita, José A. Chamizo,

Andoni Garrita. México, Fondo Educativo Interamericano.

4. Química: La ciencia central. Brown Theodore L. México, Prentice-Hall

Hispanoamericana.

5. Teoría y problemas de química general. Daniel Schaum, Jerome L. Rosenberg; Tr.

Juan de la Rubia Pacheco. México. McGraw-Hill.

BIBLIOGRAFIA COMPLEMENTARIA

1.- Química General. Linus Pauling. Aguilar.

2.- Química de la Materia. Jack Pierce. Publicaciones Cultural.

3.- El descubrimiento del electrón. David L. Anderson. Van Nostrand Momentum

Books.

6. Física Atómica. Leite López. Mc Graw-Hill.

7. Atlas del Atomo. Maicas Villararonga. Ediciones Jover.

8. Atomic Spectra and Atomic Structure. Gerhard Herzberg. Dover.

9. De los rayos X a los Quarks. Emilio Segre. Folios Ediciones.

10. Que es una ley en la naturaleza. Erwin Schrödinger. Fondo de Cultura Económica.

11. Einstein. Consejo Nacional de Ciencia y Tecnología.

12. Química General. R. H. Petrucci. Fondo Educativo Interamericano.

13. Estructura de la materia. Karapetians. Mir.

14. Estructura de las moléculas. Gordon M. Barrow. Reverté.

15. Electrones y Enlace Químico. Harry B. Gray. Reverté.

56

16. The Periodic Table of Elements. R. J. Puddephatt. Oxford Chemistry Series.

17. The Nature of the Chemical Bond. Linus Pauling. Cornell University Press.

18. Elementos Químicos. D. N. Trifonov. Mir.

19. Introducción a la Ciencia. Isaac Asimov. Plaza Janes S. A.

20. Química de los Compuestos de Coordinación. Fred Basolo. Reverte.

21. Moléculas Gigantes. Collection Scientific Time-Life.

20.- Investigación y Ciencia. Número 32 mayo 1979.

21.- Scientific American. Número 1 Volumen 258 January 1988.

22.- Scientific American. Número 5 mayo 1981.

23.- Mundo Científico. Número 26.

24.- Mundo Científico. Número 42.

25.- Ciencia y Desarrollo. Número 76 sep-oct. 1987.

26.- Scientific American. Vol. 198 January 1958.

27.- Journal of Chemical Education. Vol. 52 Número 9 Septmber 1975.

28.- Journal of Chemical Education. Vol. 39 Número 7 July 1962.

29.- Journal of Chemical Education. Vol. 38 Número 1 January 1961.

30.- Journal of Chemical Education. Vol. 41 Número 7 July 1964.

31.- Journal of Chemical Education. Vol. 45 Número 1 January 1968.

32.- Journal of Chemical Education. Vol 58 Número 5 May 1981.

33.- Journal of Chemical Education. Vol. 40 Número 1 January 1963.

34.- Journal of Chemical Education. Vol. 41 Número 1 January 1964.

35.- Journal of Chemical Education. Vol. 36 Número 10 October 1959.

36.- Journal of Chemical Education. Vol. 39 Número 9 September 1962.

37.- Journal of Chemical Education. Vol. 98 Pag. 2895 1976.

38.- Inorganic Chemistry. Vol. 13 Pag. 135 1974.

39.- Chemical Physics Letters. Vol. 7 Pag. 317 1970.

40.- Scientific American. Vol. 194 Número 4 Pag. 56 1956.

41.- Scientific American. Vol. 215 Número 6 Pag. 118 1966.

57