: “LICENCIATURA EN FARMACIA”

LICENCIATURA EN FARMACIA

ÁREA: QUÍMICA GENERAL

ASIGNATURA: LABORATORIO DE

QUÍMICA GENERAL

CÓDIGO: FARM-004 L

ELABORADO POR: M.C. Ana María Cervantes Tavera M.C. José Rutilio Márquez López M.C. José Genaro Carmona Gutiérrez M.C. Marcial Zamora Tototzintle Dr. José Albino Moreno Rodríguez M.C. Esther Lara González Ing. Quím. Carlos Alexei Alister Cervantes

ENERO 2009

BENÉMERITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA VICERRECTORÍA DE DOCENCIA

DIRECCIÓN GENERALDE EDUCACIÓN SUPERIOR FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

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PRACTICA 1

OBJETIVOS 1.- Procedimental: Aprender a armar un equipo de laboratorio para realizar y observar un experimento. 2.- Conceptual: El explicar los fenómenos involucrados en un fenómeno como la ebullición implica conocimientos como: cambios de fase, punto de ebullición, presión atmosférica, energía cinética promedio de las moléculas. 3.- Actitudinal: Observar que un experimento no involucra situaciones complejas ni sofisticadas, sino tiene que ver con la actitud y el método que se aplica para examinar un fenómeno. INTRODUCCION. El agua es una de las sustancias más importantes de la tierra (abarca cerca del 70% de la superficie de la tierra), es vital para que se efectúen las reacciones que mantienen vivos a los seres, pero también afecta la vida en muchas formas indirectas e incluso las propiedades de nuestro planeta. El agua es una sustancia pura, incolora e insípida que a 1 atmósfera de presión se congela para formar un sólido a 0oC y a 100oC se transforma en vapor. El agua y el aire son las dos sustancias fundamentales para el hombre, el agua se ha tomado como estándar para calibrar el termómetro en escala centígrada (0oC-100oC) que corresponden al punto de fusión y ebullición respectivamente; también se ha tomado como patrón de densidad por ello 1cm3 = 1.000g y por lo tanto cono unidad de peso. También es la referencia de pH para medir las cualidades ácido-base; para definir lo que es una caloría, etc. Los cambios de estados de líquido a vapor son de tipo físico, es decir, ocurre sólo el rompimiento entre moléculas (intermolecular) pero se conserva el enlace interno de la molécula (H-O-H). El agua es especial en cuanto su enlace intermolecular es a través de enlaces de hidrógeno, para vencer estas fuerzas y evaporar el agua se necesita energía que incrementa el movimiento vibratorio y rotacional de las moléculas y con esto el desorden característico del estado gaseoso. La energía necesaria para transformar un mol de líquido en vapor se llama calor molar de vaporización, que para el agua es de 40.6 kJ/mol a 100oC este valor tan elevado se debe al hecho de que para separar las moléculas lo suficiente con el fin de que se forme un gas, es preciso vencer prácticamente todas las fuerzas intermoleculares, lo cual requiere cantidades considerables de energía. MATERIAL. Parrilla eléctrica. Soporte Universal Vaso de precipitado Termómetro de Mercurio

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Pinzas PARTE EXPERIMENTAL. 1) Montar el equipo. 2) Llevar el agua hasta su punto de ebullición. 3) Realizar las observaciones pertinentes, para resolver las siguientes preguntas. TRABAJO EN EL LABORATORIO.

1. ¿A qué temperatura se presentan los primeros indicios de vapor? 2. ¿Por qué se opaca la superficie del vaso a iniciar el calentamiento? 3. ¿A qué se deben las primeras burbujas que se observan al iniciar el

calentamiento? 4. ¿Qué es la temperatura? 5. ¿A qué se denomina punto de ebullición? 6. Defina el fenómeno de convección. 7. ¿Cuál es la diferencia entre gas y vapor? 8. ¿Por qué el agua no hierve toda al mismo tiempo? 9. ¿Por qué el agua no hierve en Puebla a 100oC.? 10. Si se calienta en la parte inferior ¿cómo llega el calor a la parte superior? 11. ¿De dónde salen las burbujas características que observamos cuando el agua

está hirviendo? 12. ¿Por qué en el punto de ebullición ya no sigue aumentando la temperatura

registrada en el termómetro a pesar de que se continua el calentamiento?

PRESION DE VAPOR DE AGUA. CORRECCIONES PARA UN BARÓMETRO CORRECIONES DE LECTURA POR UN BAROMETRO (mm Hg)

TEMPERATURA OC

PRESION DE VAPOR DE AGUA.

mm Hg

730 740 750

16.0 13.6 1.9 1.9 2.0

17.0 14.5 2.0 2.1 2.1

18.0 15.5 2.1 2.2 2.2

19.0 16.5 2.3 2.3 2.3

20.0 17.5 2.4 2.4 2.4

21.0 18.7 2.5 2.5 2.6

22.0 19.8 2.6 2.7 2.7

23.0 21.1 2.7 2.8 2.8

24.0 22.4 2.9 2.9 2.9

25.0 23.8 3.0 3.0 3.1

26.0 25.2 3.1 3.1 3.2

27.0 26.7 3.2 3.3 3.3

28.0 28.3 3.3 3.4 3.4

29.0 30.0 3.4 3.5 3.5

30.0 31.8 3.6 3.6 3.7

31.0 33.7 3.7 3.7 3.8

32.0 35.6 3.8 3.9 3.9

35.0 42.2

40.0 55.3

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PRACTICA 2 OBJETIVOS 1.- Procedimental: Aprender a usar picnómetro, areómetro, vernier, balanza, fórmulas geométricas en la determinación experimental de la densidad de sólidos y líquidos. 2.- Conceptual: Relacionar una de las principales propiedades de la materia, la densidad, con otros parámetros como son el empaquetamiento molecular, las fuerzas de enlace químico y la proporcionalidad que hay con los puntos de fusión y ebullición de los materiales. 3.- Actitudinal: Observar que un experimento no involucra situaciones complejas ni sofisticadas, sino que tiene que ver con la actitud y el método que se aplica para examinar un fenómeno. INTRODUCCIÓN Las propiedades de una sustancia se pueden dividir en dos clases: propiedades físicas y propiedades químicas. Las propiedades físicas son las características inherentes de una sustancia que se pueden determinar sin alterar su composición como son: color, olor, estado densidad, punto de fusión y ebullición y son de suma importancia para identificar y diferenciar una sustancia. Estados fisicos de la materia. La materia existe en cuatro estados: sólido, líquido, gas y plasma. Estos son explicados por la Teoría Cinético Molecular que afirma que toda la materia está constituida por partículas pequeñas (átomos, moléculas o iones) en constante movimiento. Es estado físico de una sustancia, a temperatura ambiente y una presión atmosférica estándar, depende, principalmente, de la naturaleza de los enlaces en la sustancia. Las compuestos iónicos poseen cargas eléctricas que sujetan a los iones entre sí debido a intensas fuerzas electrostáticas, lo que ocasiona que sus partículas se encuentren tan estrechamente unidas que se muevan a una distancia equivalente a sólo una fracción de sus diámetros antes de chocar lo que da origen al estado sólido de forma y volumen definido. Las partículas de los líquidos poseen un tipo de movimiento vibratorio que les permite un mayor espacio entre estas y con esto un cambio continuo de posición relativa. Por lo tanto, los líquidos a pesar de tener un volumen definido, asume la forma de sus envases.

MATERIAL REACTIVOS Picnómetros Acetona Balanza Granataria Tetracloruro de Carbono (Ccl4) Aerómetro Agua Probeta Graduada Etanol Figuras Geométricas Trozos de diversos metales Bernier

PARTE EXPERIMENTAL I.- determinación de la densidad por un areómetro 1.- A una probeta graduada adicionar aproximadamente 200 ml del líquido problema (Sea etanol, agua, solución azucarada, brandy o tequila) 2.- Introducir cuidadosamente el areómetro correspondiente a la probeta. El areómetro flotará verticalmente.

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3.- Cuando el areómetro ha alcanzado el equilibrio con el líquido, la profundidad hasta la cual se sumerge el vástago se lee en la escala específica. ( Observar las unidades de lectura indicadas en el areómetro) II.- Determinación de la densidad de agua, etanol y tetracloruro de carbono por el método del picnómetro. 1.-Lavar y secar perfectamente el picnómetro con acetona 2.- Pesar el picnómetro en la balanza granataria determinando su masa (m1). 3.- Agregar a éste una cierta cantidad de líquido problema , limitado por el volumen graduado del picnómetro. 4.- Pesar nuevamente el picnómetro determinando la masa (m2 ). La masa del líquido corresponde a la diferencia m2 - m1. 5.- La densidad del líquido a la temperatura T (oC) del experimento está dada por:

d = m2 - m1 / v Donde v = Volumen graduado del picnómetro ( indicado en la parte inferior de éste). III.- Determinación de la densidad de un sólido. 1.- Pesar el sólido en la balanza granataria. 2.- Si el sólido es regular el volumen se determina por el método geométrico. 3.- En caso contrario (sólidos irregulares), se agrega un volumen conocido de agua a una probeta graduada (v1). Sumergir el sólido en la probeta provocando un desplazamiento del líquido a un nuevo volumen (v2) (figura 7). La diferencia v2 - v1 es el volumen del sólido. 4.- La densidad está expresada como:

d=�m / v2 - v1

CUESTIONARIO 1.- ¿Por qué un block de unicel con las mismas dimensiones que un block de ladrillo no pesan lo mismo? 2.- ¿Cómo te imaginas la estructura molecular del unicel y del ladrillo? 3.- ¿Qué ventajas y desventajas en usar un areómetro y un picnómetro? 4.- Para definir el gramo los científicos eligieron la densidad del agua, ¿Cuáles son las condiciones para esta definición? 5.- ¿Por qué el agua sólida (hielo) flota en el líquido?

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PRACTICA 3 .

OBJETIVOS 1.- Procedimental: Aprender a medir y usar termómetros de mercurio y digital, enfocar y

visualizar a través de microscopios estereoscopios, distinguir el momento en que una

sustancia está cambiando de fase (estado físico). Instalar equipo de microescala para

determinar el punto de ebullición.

2.- Conceptual: Relacionar unas de las principales propiedades de la materia, con otros

parámetros como son el empaquetamiento molecular, las fuerzas de enlace químico, peso

molecular y su relación con otras de las propiedades de la materia.

3.- Actitudinal: Distinguir los diferentes estados físicos y encontrar propiedades generales

para cada estado físico; explicando los cambios macroscópicos en función de los cambios

microscópicos, así como los parámetros físicos involucrados en cada cambio.

INTRODUCCIÓN Ebullición. Un líquido y su vapor solo pueden estar en equilibrio en un recipiente cerrado. A medida que aumenta la temperatura del líquido, la presión de vapor aumenta, debido al aumento de energía cinética. Cuando la energía cinética de las moléculas es lo suficientemente grande como para sobreponerse a la presión interna de líquido (debido a la presión atmosférica), las moléculas chocan con la suficiente violencia para separarse unas de otras, en este punto, el líquido está hirviendo. EL PUNTO DE EBULLICION NORMAL es la temperatura a la cual la presión de vapor es igual, a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición es una función de la presión. Fusión. De acuerdo con la Teoría Cinética si se aumenta la temperatura de un sólido, la velocidad de sus partículas debe aumentar y con esto la fuerza de sus choques; por lo tanto, se obligan a separarse más. Si la temperatura de un sólido aumenta lo suficiente, las moléculas se separarán a tal distancia que se deslizarán unas sobre otras. El arreglo ordenado del sólido se descompone y ocurre el cambio llamado fusión.

DISTRIBUCION MOLECULAR EN LOS ESTADOS

SOLIDO, LIQUIDO Y GASEOSO

MATERIAL Y REACTIVOS

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Soporte Universal Tetracloruro de Carbono Parrilla eléctrica Alcohol Etílico Pinzas Acetona Vaso de precipitado Agua Termómetro de Mercurio Ácido Benzóico Tubo de Ensayo Tapones Mortero

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Determinación del punto de ebullición En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 3ml de la muestra, montar el aparato mostrado en la figura.

DETERMINACION DEL PUNTO DE EBULLICION.

El vaso de precipitado se llena hasta la mitad con agua y se enciende la parrilla, dentro de el vaso se introduce el tubo de ensayo (baño María) y se registra la temperatura de ebullición de cada sustancia. 2.- Determinación del punto de fusión de un sólido La muestra (ácido benzóico, azúcar ó cera) debe de estar completamente seca y finamente pulverizada, para esto se debe triturar con un mortero. En un tubo capilar se introduce la muestra ya triturada en una cantidad aproximada que alcanza la altura del bulbo del termómetro. Se procede a llenar el tubo de Thiele con aceite hasta una altura un poco mayor del arco del tubo. Se monta el equipo, el capilar se une a la parte inferior del termómetro con una liga. El calentamiento puede ser rápido hasta alcanzar una temperatura de 100oC, pero una vez rebasando esta temperatura se efectuará un calentamiento pausado para poder así observar claramente el punto de fusión del sólido, el cual se podrá visualizar en el momento en que aparezca el primer indicio de líquido en el capilar. Una forma alternativa es la que a continuación se describe: Moler en un mortero unos cristales de paraclorobenceno o de ácido benzoico poner el polvo resultante en una laminilla de Aluminio y depositarIa en la parrilla de calentamiento del aparato que nos sirve para determinar el punto de fusión. Enfocar con el microscopio estereoscopio lo mejor posible los cristales y verificar que el termómetro digital este marcando la temperatura. Encender el reóstato (resistencia variable) del aparato y con el botón incrementar la temperatura hasta el momento en que

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se observe que el estado o fase sólida (cristales) se transforma a la fase liquida (da la impresión de que se mojan o humedecen los cristales) en ese momento coexisten los dos estados físicos registrar la temperatura del termómetro digital y apagar el reóstato; si es posible observar el momento en el cual vuelve a fundir los cristales. Observar la figura:

DETERMINACION DEL PUNTO DE FUSION

PREGUNTAS

1.- Definir Punto de Fusión. 2.- Definir Punto de ebullición. 3.- ¿El punto de fusión se puede utilizar como criterio de pureza de un compuesto? 4.- El punto de ebullición en la ciudad de Puebla es de 94 °C y no de 100 °C como dice la literatura. ¿Cual es la razón?. 5.- ¿En una olla Express el punto de ebullición es mayor o menor a 100 °C?¿Cuál es la razón?

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PRACTICA 4

OBJETIVOS 1.- Procedimental: Medir cuidadosamente volúmenes, cambios de temperatura, pesar en balanza digital y realizar cálculos relacionados con la calorimetría. 2.- Conceptual: Relacionarse con los términos: calor, caloría, calorimetría, capacidad calorífica, temperatura y su relación con la primera Ley de la Termodinámica. 3.- Actitudinal: Comprender que todos los fenómenos en la naturaleza están regidos por Leyes y Principios que en el transcurso del tiempo el hombre ha descubierto, esto lo lleva a predecir la naturaleza desde una perspectiva mas amplia que lo debe ayudar a racionalizar su medio ambiente. INTRODUCCION. La calorimetría es una rama de la termodinámica que se encarga del estudio del calor en los procesos fisicoquímicos. Como sabemos el 90 % de la energía que consume la sociedad proviene de las reacciones químicas, principalmente de la quema de fósiles como el petróleo, por otro lado una reacción química se debe activar ya sea agregando o desprendiendo energía; en cada uno de estos procesos hay flujos de calor y la calorimetría se encarga de estudiarlos. Calorímetro. Es un recipiente que térmicamente aísla un experimento de su medio ambiente. Idealmente, esto significa que el resultado de un experimento realizado en un calorímetro es independiente de su medio ambiente, porque no hay flujos de calor hacia el interior o exterior del recipiente. Aunque no existen calorímetros ideales las siguientes recomendaciones son oportunas: . El tiempo que se lleve entre tomar la temperatura inicial y la final debe ser mínima. . En 10 posible 1 a temperatura ambiente debe ser aproximadamente la mitad entre la temperatura inicial y final del experimento. Caloría. Es la unidad estándar para medir el calor transferido y es definida como: " la cantidad de energía requerida para aumentar la temperatura de un gramo de agua desde 14.5°C a l5.5°C". Cuando dos objetos o sistemas de diferente temperatura se ponen en contacto, la energía en forma de calor es transferido del sistema más caliente al más frío. Esta transferencia de calor aumenta la temperatura del sistema más frío y baja la temperatura del sistema más caliente. Eventualmente los dos sistemas alcanzan una temperatura común y la transferencia de calor termina. MATERIAL Y REACTIVOS 1.- Calorímetro. 2.- Balanza. 3.- Termómetro. 4.- Agua. 5.- Aluminio. 6.- Cobre. 7.- plomo.

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PARTE EXPERIMENTAL I.- Calor específico del agua: 1.- Determinar la masa de los dos calorímetros, vacíos y secos, Mcal.(1), Mcal.(2). 2.- Llenar el calorímetro (1) aproximadamente un tercio con agua fría. Pesar el calorímetro con el agua, Mcal.(1) + H2O, frío. 3.- Llenar el segundo calorímetro (2) aproximadamente un tercio con agua caliente. Pesar el calorímetro con el agua, Mcal.(2) + H2O, caliente. 4.- Medir las temperaturas en grados Celsius, Tcaliente y Tfría. 5.- Inmediatamente después de medir las temperaturas, adicionar el agua caliente a el agua fría y agitar con el termómetro hasta que se estabilice la temperatura. Anotar la temperatura final, Tfinal. 6.- Repetir el experimento 2 veces con diferentes masas de agua a diferentes temperaturas. (se puede adicionar agua fría a caliente en lugar de caliente a fría). 7.- Llenar la tabla de valores experimentales Cálculos Con los datos experimentales, hacer los cálculos necesarios para determinar la masa del agua caliente y fría que fueron combinadas, y también los cambios de temperatura, ∆T, en cada caso. Usando las ecuaciones mostradas abajo, calcular el calor ganado por el agua fría, Hfría y el calor perdido por el agua caliente, ∆Hcaliente.

∆Hfría = (MH2O fría)(∆Tfría)(1.0 Cal/g.°C) ∆Hcaliente = (MH2O caliente)( ∆Tcaliente)(1.0 Cal/g.°C) Donde: 1.0 Cal/g.°C = calor específico del agua.

II.- Calor específico de Al, Cu y Pb. 1.- Pesar el calorímetro vacío y seco, Mcal. 2.- Pesar las muestras de Al, Cu, Pb. Mmuestra. 3.- Unir un hilo a cada una de las muestras metálicas y suspender cada muestra en agua hirviendo. Dejar la muestra durante 5 minutos para que la muestra se caliente completamente. Medir la temperatura de ebullición, Teb. 4.- Llenar el calorímetro aproximadamente a la mitad de agua fría. 5.- Medir la temperatura del agua fría.

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6.- Inmediatamente después de medir la temperatura, quitar la muestra metálica del agua en ebullición, rápidamente secar, y entonces suspender la muestra en el agua fría dentro del calorímetro, sin que la muestra toque el fondo. 7.- Agitar el agua con el termómetro hasta que se estabilice la temperatura, Tfina

8.- Inmediatamente después de tomar la temperatura, pesar el calorímetro, el agua y la muestra metálica. Mtotal. Cálculos Para cada metal examinado, usar las ecuaciones siguientes:

MH2O = Mtotal – (Mcal. + Mmuestra) ∆TH2O = Tfinal - Tfrío ∆Tmuestra = Teb. - Tfinal

De la ley de la conservación de la energía, el calor perdido por la muestra metálica debe ser igual al calor ganado por el agua.

Calor perdido por la muestra = Calor ganado por el agua (Mmuestra)(cmuestra)(∆Tmuestra) = (MH2O)(cH2O)(∆TH2O)

Donde: cH2O = 1.0 Cal/g.°C Con la ecuación y los datos experimentales resolver para el calor específico de Al, Cu y Pb.

CUESTIONARIO l.- ¿En donde hay más energía térmica cuando se tiene por separado el agua caliente y fria o cuando se mezclan? 2.- ¿Esto indica que la energía se conserva o no? 3.- Discutir cualquier fuente de perdida o ganancia de calor que pudo haber ocurrido durante el experimento. 4. ¿Si 200 gramos de agua a 85 °C fueran agregados a 150 gramos de agua a 15 °C, cual debe ser la temperatura final de equilibrio de la mezcla? 5.- ¿Cómo es el calor especifico de un metal con respecto al calor especifico del agua. 6. ¿Cuáles pueden ser los errores posibles al realizar los experimentos?

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PRACTICA 5

OBJETIVOS 1.- Procedimental: Aprender en la práctica a montar un equipo de destilación y seleccionar cual de los métodos es el más apropiado para separar los componentes de una mezcla. 2.- Conceptual: Diferenciar los materiales como sustancias puras y mezclas, comprender los parámetros físicos y químicos que los hacen diferentes y utilizar este conocimiento para su separación y purificación. 3.- Actitudinal: Demostrar que muchos de los problemas de contaminación ambiental tienen solución si se dispone de los conocimientos científicos y la voluntad política para resolverlos. INTRODUCCIÓN. La destilación es el método más usado para purificar o separar mezclas de sólidos en líquidos o bien mezclas de líquidos, éste método esta basado en las diferencias en los puntos de ebullición de los componentes, así como en la diferencia de sus presiones de vapor. Se define el Punto de Ebullición como “la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido se equilibra con la presión atmosférica”. En general, el punto de ebullición de un líquido depende también de su peso molecular y , de la intensidad de las fuerzas atractivas de las moléculas que la forman. Los líquidos polares tienen la tendencia a hervir a temperaturas más altas que los no polares del mismo peso molecular y los líquidos polares asociados hierven a temperaturas considerablemente más elevadas. El punto de ebullición determinado durante la destilación, es una constante que se utiliza como criterio de identificación del líquido destilado.

COMPUESTO Peso Molecular Punto de Ebullición

Metano (CH4) 16 uma -164 .0 oC Amoniaco (NH3) 17 uma - 33.3 oC Agua (H2O) 18 uma +100.0 oC Eter metílico (CH3-O-CH3) 46 uma - 23.0 oC Alcohol etílico (CH3-CH2-OH) 46 uma + 70.0 oC

Ahora bien, podemos decir que la destilación se efectúa; cuando un líquido se calienta hasta el punto de ebullición y los vapores que se desprenden, en grandes cantidades, se hacen pasar a través de un tubo de refrigeración que los condensa alcanzando la fase líquida nuevamente.

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Métodos de calentamiento. Prácticamente todos los líquidos orgánicos son flamables; entre más bajo es el punto de ebullición, más comburentes son, por esto es necesario saber que alternativas hay para calentar una mezcla: a) Baño de vapor (para temperaturas alrededor de 100 oC) b) Baño de agua caliente, también llamado baño María. c) Mantas de calentamiento eléctrico, controlados con reóstato. d) Parrillas eléctricas con controladores de temperatura. Refrigerantes. Los refrigerantes son dispositivos que actúan como intercambiadores de calor que condensan los vapores que se han liberado durante la destilación. Puede utilizarse como fuente refrigerante agua, aire o nitrógeno líquido, dependiendo del punto de ebullición del destilado. Estos se inyectan al refrigerante por la parte inferior, ya sea que el refrigerante se encuentre instalado en forma vertical ó inclinada, pues sólo así se llenan completamente elevando su efectividad al enfriar. Cualquiera que sea el tipo de refrigerante, el mecanismo de condensación (paso de vapor a líquido) es similar; las moléculas de vapor tienen alta energía cinética, esta se transmite por choques caóticos al tubo del refrigerante que la absorbe calentando el agua que fluye por él. Este proceso disminuye la energía cinética de las moléculas favoreciendo la acción de las fuerzas atractivas que originan el estado líquido. Simple.- Sucede un intercambio de calor por las paredes internas del vidrio y el agua que fluye se lleva el calor, es recomendable para destilaciones donde los componentes de la mezcla tienen puntos de ebullición que difieren al menos en unos 80 oC. De rosario.- En este refrigerante se efectúan dos procesos: a) El intercambio de calor como se ha explicado anteriormente. b) Trabajo de expansión que provoca mayor enfriamiento cuando el vapor pasa de un cuello ó depresión a la esfera que tiene mayor volumen y provoca una expansión y en consecuencia el enfriamiento extra del vapor, es recomendable par destilaciones por reflujo o cuando los puntos de ebullición de los componentes son menores de 20 oC. De Liebing.- También conocido como de serpentín se utiliza para condensar vapores de bajo punto de ebullición donde un camino largo como el serpentín conduce a un mayor intercambio de calor y así a una mayor disminución de la energía cinética, este refrigerante es una forma ingeniosa de evitar aparatos excesivamente largos. Perlas de ebullución. Las perlas de ebullición son esencialmente 99.6 % sílice pura, fundida para formar “perlas” que sirven para liberar vapor. Ellas son químicamente inertes y son usadas para evitar sobresaltos o rompimientos en la superficie de la mezcla del destilado. Sin ellas, grandes burbujas de vapor pueden formarse casi explosivamente causando el rompimiento de vidrio, contaminación y pérdida de líquido en ebullición en forma de espuma. Destilación simple. Teóricamente cualquier par de sustancias que no tengan el mismo punto de ebullición (o la misma presión de vapor) pueden separarse por destilación. En la práctica, sin embargo, las posibilidades teóricas están limitadas por la paciencia, habilidad e ingenio en el diseño y utilización de los equipos de destilación. Como regla general se puede indicar; que una mezcla cualquiera de dos componentes que tengan una diferencia en sus P.E de por lo menos 80 oC, pueden separarse por destilación sencilla. Sustancias con diferencias en sus P.E de 30 oC a 80 oC, pueden separarse por destilaciones sencillas repetidas.

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Destilación al vacio Muchas sustancias no pueden ser destiladas adecuadamente a presión atmosférica por ser muy sensibles al calor y descomponerse antes de llegar a su punto de ebullición. La destilación bajo condiciones de presión reducida o destilación al vacío, hace posible utilizar este método de purificación para muchos compuestos orgánicos y organometálicos. Como sabemos de la definición de punto de ebullición un líquido cualquiera entra en ebullición cuando su presión de vapor (evaporación) entra en equilibrio con la presión exterior (presión del sistema). Así al reducir con una bomba de vacío la presión del sistema la mezcla líquida entrara en ebullición, aún y cuando no se incremente la temperatura. Requisitos para la destilación al vacio. 1.-Una fuente de vacío. Normalmente se usan bombas mecánicas que funcionan como aspiradoras del aire que hay dentro del sistema y de esa manera crean un vacío en el interior del sistema y en consecuencia la ebullición. Las presiones de trabajo en esta destilación son del orden de los 5 mm de Hg ( recordar que la presión atmosférica es de 760 mm de Hg). 2.- Se utiliza una trampa de vacío que atrape a los vapores que se escapen del sistema y que pueden afectar la bomba de vacío o la lectura del manómetro. Esta trampa consiste en una conexión en serie con el sistema que consta de un tubo de vidrio sumergido en hielo para condensar los vapores escapados. 3.-Manómetro, también esta conectado en serie con el aparato de destilación y la trampa de vacío, a través de él se mide el vacío que esta provocando la bomba, la diferencia de altura entre las dos columnas determina el vacío del sistema. MATERIAL Y REACTIVOS Matraz de destilación 500 ml Pinzas para matraz Matraz Erlenmeyer 250 ml Tela de asbesto Refrigerante simple Arillo metálico Perlas de ebullición Mechero de Bunsen Termómetro de -10oC a 110oC Nitrato de Plata Soporte Universal y tapones Agua del grifo Refresco de cola Papel filtro 1 Globo Cápsula de porcelana Conductivímetro PARTE EXPERIMENTAL DESTILACION DE UNA MUESTRA DE AGUA COMUN. El matraz de destilación se llena con la muestra a destilar (agua de la llave) hasta la mitad de su volumen como máximo. A continuación, el matraz se cierra con el tapón horadado que sujeta el termómetro. Habiendo colocado previamente las perlas de ebullición, y se ensambla como se indica en la fig.1 . Cuando la muestra a destilar es agua, se puede utilizar tapones de neopreno; pero en el caso en que se destilen líquidos orgánicos que pueden atacar este material, es preferible el uso de juntas esmeriladas. El agua de la llave que debería de ser potable según las normas de salubridad contiene sales como cloruros, sulfatos, carbonatos; es incolora e inodora; el municipio le agrega hipoclorito de sodio para garantizar la ausencia de bacterias u hongos, también le agregan iodo para evitar problemas de bocio.

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El agua de la llave se considera como “dura” porque contiene altas cantidades de Ca+2 y Mg+2 en forma de carbonatos y fosfatos, aparte de las sales anteriormente mencionadas; pero con una destilación simple es posible separar todas estas sales. Esto se comprueba haciendo un análisis para uno de los iones presentes como es el ion Cl-. Para esto se toma una muestra de destilado y se le agregan 3 gotas de AgNO3 si esta mal destilado se da la siguiente reacción:

AgNO3 + Cl-1 AgCl + NO3

-1

donde el AgCl precipitado dará una turbidez blanca al destilado (esta mal destilado). Por otro lado si al agregar 3 gotas de Nitrato de Plata a la muestra de destilado y está queda incolora es prueba suficiente del buen destilado.

DESTILACION DE UN REFRESCO DE COLA. Coloca un globo en la boquilla de un refresco de cola, introduce un agitador magnético dentro de la botella y coloca sobre una parrilla de agitación. Observarás que el globo se infla paulatinamente con el contenido del CO2 disuelto. Continua la agitación hasta eliminar todo el CO2. Coloca una muestra de aproximadamente 50 ml del refresco en un vaso de precipitado y mide su conductividad. En seguida vacía la muestra en el matraz de destilación y procede a destilarla con lo que comprobarás que un refresco de cola tiene como componente mayoritario agua. Para comprobar la eficiencia de la destilación agrega 3 gotas de AgNO3 y observa el color. Mide nuevamente su conductividad.

CUESTIONARIO 1.- Investigar 3 métodos de separación de mezclas y comentar en que propiedad física de la materia se basa dicho método para la separación de los componentes. 2.- ¿Cuál es la diferencia entre una mezcla y un compuesto? 3.- Enumera 3 aplicaciones prácticas de la cromatografía. 4.- ¿Qué propiedad se utiliza para separar los componentes de una mezcla por cromatografía?

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PRACTICA 6 OBJETIVOS 1.- Procedimental: Usar un rayo láser, medir ángulos de incidencia y refracción, aprender a distinguir materiales conductores de los aislantes 2.- Conceptual: El índice de refracción se refiere a la interacción de la luz con la materia y en este caso con el estado líquido; por otro lado la conductividad eléctrica de la materia se relaciona con el desplazamiento de los electrones por las bandas de conducción de los materiales. 3.- Actitudinal: Comprender como se explican las propiedades físicas a través de las propiedades estructurales de la materia. INTRODUCCIÓN Un parámetro físico que nos sirve para identificar una sustancia es el índice de refracción que se define como "El cambio de velocidad que experimenta la luz al pasar del vació a un segundo medio y que puede expresarse como una relación de velocidades"

(v) medio otro en luz la de velocidad

(c) vacío el en luz la de velocidad = )η( refracción de Indice

El índice de refracción de un líquido es la relación que hay entre la velocidad de la luz en el vacio y la velocidad de la luz en un líquido. Es usado para identificar y analizar líquidos y es fácilmente determinado por un refractómetro tipo Abbe que compara el ángulo de incidencia de una fuente de luz que pasa a través de un líquido problema y de ahí hacia un prisma de índice de refracción conocido.

El espectro de la luz y la refracción de la luz

Se puede hacer repitiendo el experimento clásico de Newton haciendo pasar la luz solar a través de un prisma o bien ayudados por la luz de un foco y una lupa para enfocar los rayos de la luz en el prisma.

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Originalmente este experimento fue ideado por Issac Newton en 1686 y consiste en pasar un haz de luz blanca a través de un prisma ( densidad Óptica 1.63 ) el resultado consiste de 2 fenómenos. La refracción de la luz que se observa por el cambio de dirección de la luz de su trayectoria original cuando pasa de un primer medio que es el aire a una segundo medio que es el prisma. En el siglo XVIII Young demostró que este cambio de dirección se debe al cambio de velocidad que experimenta la luz al cambiar de medio ( aire -vidrio). La dispersión de la luz provocando el arco iris de colores y que depende de la longitud de onda (A) que caracteriza cada color desplazándose más intensamente el violeta que el roio. En nuestro caso vamos a observar como una luz coherente y polarizada (luz láser) se comporta al atravesar un líquido y registrar el cambio observado. Cuando una onda electromagnética (luz) incide en una sustancia, polarizará el medio y llevará a los osciladores eléctricos (átomos) a una vibración forzada. Estos átomos a la vez irradiarán o esparcirán, detendrán a interferirse mutuamente. MATERIAL Y EQUIPO: Rayo Láser, Prisma de acrílico, Alcohol, agua. PARTE EXPERIMENTAL 1.- Índice de refracción Observar la desviación de la luz láser cuando pasa por el líquido. El prisma es un recipiente hueco que inicialmente contiene aire, anotar la posición donde se observa la señal del láser. Ahora con una jeringa agregarle agua y ponerlo en la misma posición, observaras que la posición de la luz láser es diferente a la anterior poner una marca que señale la desviación causada por el agua; repetir el experimento para otros líquidos y llenar la siguiente tabla.

Sustancia Indice de refracción Velocidad de la luz

Se sugiere: Coca-cola normal y ligt, agua mineral, aceite, Suero.

Índice de refracción para varios líquidos (20 °C) Líquido Indice de refracción Velocidad de la luz Agua 1.33

Éter etílico 1.35 Etanol 1.36

Hexano 1.37 Butanona 1.38 Isobutanol 1.39 1-Butanol 1.40

Tetrahidrofurano 1.41 Ciclohexano 1.42 Ciclohexeno 1.44

Ciclohexanona 1.45 Tolueno 1.49

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2.- Conductividad La conductividad se define como la capacidad de una sustancia para conducir la corriente eléctrica. Los metales y los electrólitos son excelentes conductores eléctricos. Algunos otros materiales pueden clasificarse como semiconductores y otros como aislantes. Teoría de bandas. La conductividad en los metales se puede explicar mediante el siguiente modelo: Los metales son electropositivos por lo que fácilmente pierden sus electrones externos. Sus orbitales externos vacíos interaccionan entre sí. Cada nivel exterior está subdividido en varios niveles energéticos con diferencias en energías muy pequeñas, por lo que en realidad se tienen bandas de energía separadas entre sí por pequeñas brechas energéticas llamadas zonas no permitidas. Si se colocan nuevamente los electrones del nivel externo en el metal, estos entran a la banda de menor energía disponible. La banda de energía ligeramente mayor es la banda de conducción. Si se aplica una fuente de energía externa, los electrones pueden saltar a la banda de conducción; y una vez ahí, pueden moverse a cualquier extremo del meta (en otras palabras el metal está conduciendo cargas eléctricas). Si la zona no permitida de una sustancia representa una brecha energética grande, entonces es una aislante. Los semiconductores poseen una zona permitida moderada y pueden servir como conductores bajo ciertas condiciones.

CUESTINARIO l.- Definir las Leyes de la refracción de la luz y anotar sus ecuaciones. 2.- ¿Qué científicos fueron descubriendo las causas que originaban la refracción de la luz? 3.- ¿Qué fenómenos ocurren en el interior de un líquido para que suceda la desviación de la luz, es decir la refracción? 4.- ¿Busca cual es el rango de longitudes de onda para los diferentes colores? 5.- ¿Qué otra propiedad física de un líquido podemos utilizar para distinguir una sustancia de otra? 6.- De acuerdo a la tabla de conductores y semiconductores y aislantes ¿Cuántas veces es más conductor la Ag y Cu con respecto al Si? ¿Cuántas veces es mas conductor el Mn con respecto al S? 7.- ¿En los tendidos eléctricos de la ciudad se utiliza Al; pero en los tendidos eléctricos de las casas se utiliza el cobre y en las computadoras de alta velocidad se utiliza el Au ¿Hay alguna razón para esto?

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PRACTICA 7 OBJETIVOS 1.- Procedimental: Aprender a manejar un motor de Stirling, un termoconductor, un generador eléctrico y realizar una foto electrolisis. 2.- Conceptual: El concepto de energía es bastante amplio y uno de los temas centrales de las Ciencias naturales, podemos llegar a este concepto desde varios caminos pero en cada caso llegaremos al fundamento de energía, su manera de obtenerla, emplearla, así como sus relaciones y equivalencias. 3.- Actitudinal: El estudiante conocerá varias opciones para una sociedad cada vez mas demandante de energía; términos como eficiencia, costos, factibilidad y consecuencias ecológicas son parámetros que el estudiante debe investigar y debatir con sus compañeros. INTRODUCCION. Como sabemos el consumo de energía del hombre en la antigüedad se reducía a su propio alimento (2500 cal/día) ; pero hoy en la sociedad industrial con sus innumerables servicios y redes de información una persona consume 250, 000 cal/día, lo que equivale a 100 veces más ; tomado en cuenta el número de habitantes que acceden a esta energía veremos el esfuerzo que socialmente se realiza para su obtención. Es un hecho que el próximo siglo se agotarán las formas tradicionales de obtención de energía (combustión de fósiles) y se pasará a nuevas formas más eficientes, limpias y en lo posible renovables. Por eso es importante experimentar algunas alternativas posibles de energía que se tienen para ir incorporando de acuerdo a la naturaleza de nuestro medio otras formas de enrgía. PARTE EXPERIMENTAL. Observa cuidadosamente cada uno de los experimentos, escribe todas tus observaciones e indica cada una de las transformaciones de energía. 1.- Energia por reacciones oxido-reducción. Hoy los carros de combustión interna aprovechan menos del 25% de energía aportada por la gasolina. Los prototipos eléctricos convierten el 90% de la energía posible en movimiento a través de las reacciones oxido-reducción que se llevan a cabo en células acumuladoras. Reacciones de este tipo son el siguiente ejemplo. Acumulador: Motor de 1.5V y 300mA accionado por una pila con electrodos de PbO2 y Pb sumergida en una solución al 2% de H2SO4 / Na2SO4 como electrólito. 2.- Motor de stirling. Hace 200 años los motores de vapor iniciaron la revolución industrial y durante mucho tiempo movieron los trenes, hoy son utilizados para generar electricidad. Se muestra un motor de vapor en el que al ser calentado por un soplete la energía calorífica transforma el estado físico del agua provocando su movimiento. 3.- Energía luminosa. Cada vez la energía solar tomará un lugar preponderante en la manera de obtener energía en la sociedad actual, debido principalmente a su inagotabilidad, limpieza y aumento de eficiencia en los últimos años. Movimiento de un radiómetro por acción de la luz de un foco.

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4.- Generador eléctrico. Con un generador eléctrico de 10V y 300mA se muestra como la energía mecánica que se transmite por una manivela puede transformarse en energía eléctrica que mueve motores, enciende focos, etc. Este simple efecto muestra porque es posible usar la energía de los vientos (eólica) ; de las mareas o de la caída de agua y así transformar este movimiento en energía eléctrica.

5.- Convertidor termoeléctrico. Un convertidor termoeléctrico usa una serie de semiconductores que producen un salto de electrones de mayor energía cuando se incrementa la temperatura y por el contrario se mueven a niveles más bajos con la disminución de la temperatura. En cualquiera de los dos casos hay un flujo neto de electrones que es el principio de la corriente eléctrica. En este ejemplo se utilizan dos semiconductores termoeléctricos conectados a un pequeño motor, uno de ellos se introduce en agua caliente y el otro en agua helada ; la diferencia de temperatura provoca una corriente eléctrica entre los semiconductores que mueven el pequeño motor. Esto es muy ilustrativo de lo que se puede hacer en el futuro para extraer energía de las diferentes corrientes oceánicas.

6.- Dinamo Con el movimiento de la mano al abrir y cerrarla accionamos una palanca que esta unida a un generador de corriente ; la acción mecánica de la mano mueve un imán dentro de una bobina de cobre generando en sus terminales una corriente de 200 mA y un voltaje de 3 volts suficientes para encender un foco de lámpara.

7.- Energía fotoeléctrica. La energía captada por celdas solares es 30 veces más eficiente que la fotosíntesis y su conversión directa en energía eléctrica prevé un mayor desarrollo y eficiencia. Una forma de generar electricidad es el impulsar un motor con la luz solar. Se requiere un sistema colector de luz solar, un receptor que la absorba y un conversor que la transforme en electricidad. a) Medidor fotoeléctrico de corriente de 500mA. b) Motor de 1.5V y 300mA accionado por una celda fotoeléctrica. c) Carro fotoeléctrico. 8.- Foto electrolisis del agua. Entre todos los sistemas para producir energía motriz de un vehículo las pilas de combustible serán las más utilizadas. Desde el punto de vista técnico y ambiental el hidrógeno es el más prometedor y más aún si este puede obtenerse de paneles solares por electrólisis del agua. Si se generaliza este método de obtención de hidrógeno, el sistema entero de transporte no deterioraría el entorno, y la energía sería totalmente renovable. Panel solar de 12V, 75mA y conexiones de platino para producir mediante la foto electrólisis de una solución de agua acidificada hidrógeno.

CUESTIONARIO

1.- ¿Cómo definirías la Energía ? 2.- Nombra 5 formas de energía y cómo se originan. 3.- ¿En qué consiste el fenómeno de electrólisis ? 4.- Explica brevemente el efecto fotoeléctrico 5.- Nombra 5 posibles alternativas de nuevas energías.

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PRACTICA 8 OBJETIVO. Verificar experimentalmente las leyes de los gases de Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro. INTRODUCCION. LEY DE BOYLE. Boyle demostró que cuando, la presión sobre una determinada cantidad de gas se duplicaba, manteniendo la temperatura constante, el volumen se reducía a la mitad. A temperatura constante(T) el volumen (V) de una masa fija de un gas es inversamente proporcional a la presión (P), lo cual se expresa como: V ��1/P. En forma de ecuación PV = constante ó PV = k Para un conjunto de condiciones:

P1V1 = P2V2 LEY DE CHARLES. Aproximadamente en 1787, J.A.C. Charles (1746---1823) físico francés observó el efecto que tiene la temperatura sobre el volumen de un gas. Encontró que diversos gases se expanden la misma cantidad fraccionaria cuando pasan por el mismo cambio de temperatura. Después encontró que si determinado volumen de un gas a 0oC se enfría 1ºC , su volumen disminuía en 1/273 , si se enfriaba 2ºC, en 2/273 y así sucesivamente. A presión constante, el volumen de una masa fija de cualquier gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta , lo cual puede expresarse como V � T. En forma de ecuación quitando la proporcionalidad: V = k T ó k = V / T. Si la temperatura se multiplica por dos el volumen debe duplicarse. La ecuación que relaciona el volumen de un gas a dos temperaturas:

V1 / T1 = V2 / T2

LEY DE AVOGADRO. Si colocamos dos gases diferentes, a exactamente la misma temperatura y presión en envases separados que poseen exactamente el mismo volumen, a una temperatura dada, las moléculas del gas tendrán la misma energía cinética promedio. Si las energías cinéticas son iguales, cualquier diferencia en la presión dependerá del número de moléculas de cada gas. Como se había mencionado que los gases están sujetos a la misma presión, debe haber igual número de moléculas en ambos gases. Esto da origen al Principio de Avogadro. A igual temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas. ECUACION DE UN GAS IDEAL. Las leyes anteriores relacionan los parámetros: P.V, T y n ( número de moles). Al combinar estas variables en una ecuación se tiene: PV = nRT

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Donde R = constante de proporcionalidad = constante del gas ideal = 0-0821 atm. L / mol K MATERIAL Y REACTIVOS. 3 Buretas Solución de HCl al 10% 2 Embudos de separación Lata de refresco vacía y seca 1 Matraz erlemeyer. de 125 ml Huevo hervido cocido y pelado 1 Termómetro digital 0-150oC Zn Manguera 1 Tubo de ensayo con tapón Perilla 3 pinzas para bureta 1 Vaso de precipitado Manómetro de 0-45 g/cm2 Mechero Pinzas para crisol Vaso de precipitado grande o cuba hidroneumática Matraz erlenmeyer grande PARTE EXPERIMENTAL ♦ Ley de Charles. 1.- Tomar las lecturas iniciales de temperatura y el volumen de agua en la bureta, asegurando que se encuentre a la presión atmosférica (el nivel del agua en la bureta y en el tubo auxiliar deben estar al mismo nivel). 2.-.Enciende el termómetro digital del dispositivo y en seguida la lámpara. 3.- Cuando la temperatura se incremente cinco grados iguala nuevamente el nivel de agua en las buretas e inmediatamente tomar la lectura del volumen que marca la bureta. 4.- Registra la temperatura y el volumen desplazado de agua (correspondiente al volumen de gas). 5.- Repite los el procedimiento anterior hasta completar diez mediciones. 6.- Vacía tus resultados en la tabla correspondiente (final de la práctica) y grafica los valores. 7.- Corrige tus resultados por el método de mínimos cuadrados.

Ley de Avogadro

1.- Monta el equipo. 2.- Pesa 2cm de Mg 3.- Agrega a un tubo de ensayo 3 ml aproximadamente de solución de HCl concentrado 5.- Anota la lectura de agua en la bureta V1 6.- Introduce el Mg al tubo de ensayo cuidando que no haga contacto con la solución. Tapa el tubo de ensayo. 7.- Cuando el tubo este sellado completamente deja caer el Mg a la solución y agita vigorosamente hasta que este desaparezca completamente. 8.- Sin destapar el tubo registra el volumen de agua desplazado en la bureta. V2. Mide la temperatura dentro del tubo. 9.- Repite los puntos anteriores con dos diferentes cantidades de Mg.. 10.- Vacía tus resultados en la tabla correspondiente. 11.- Con los resultados obtenidos calcula la constante universal de los gases.

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Ley de Boyle.

1.- Tomar la lectura del volumen que marca la bureta cuando la presión inicial es cero en el manómetro.

2.- Subir el volumen del agua destilada en la bureta ayudados de un segundo depósito (embudo) hasta que el manómetro marque 5 g/cm2 de presión.

3.- Repetir el paso anterior cada 5 g/cm2 de presión hasta completar 10 mediciones.

4.- Tabular los valores obtenidos y graficalos (ejemplo en la figura)

CUESTINARIO 1. - ¿Cuáles son las principales propiedades de los gases? 2. - ¿Qué son los gases ideales? 3. - ¿Cuándo se infla un neumático de bicicleta o automóvil, que propiedad estamos aplicando? 4. - ¿Qué fenómeno en tu vida diaria te serviría para demostrar la ley de Boyle? 5. - ¿Qué nuevo concepto has aprendido de la ley de Charles y Gay-Lussac?

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PRACTICA 9

OBJETIVOS 1.- Procedimental: Aprender a instalar un equipo de electrolisis, preparar solución de H2S04 al 12%, diferenciar cátodo y ánodo por código de colores, realizar cálculos, medir volúmenes, corriente eléctrica, tiempo de reacción, presión y temperatura. 2.- Conceptual: Entender la electrolisis que involucra reacciones de óxido reducción y por lo tanto transferencia de electrones; determinar dos parámetros cruciales dentro de la química como son la fórmula del agua y el número de Avogadro. Aplicar la Ley de los gases ideales, el concepto de carga eléctrica, leyes de Faraday y concepto de mol. 3.- Actitudinal: Involucrarse con la metodología científica que nos lleva a definir parámetros tan fundamentales en las ciencias naturales como son la fórmula química y el número de Avogadro INTRODUCCION. DETERMINACION DE LA FORMULA DEL AGUA. Aunque la inmensa mayoría de los estudiantes y de la gente común saben que la fórmula del agua es H2O, casi nadie sabe como se llegó a esta conclusión. Incluso cuando Henry Cavendish descubrió mediante la electrólisis que el agua contenía Hidrógeno y Oxígeno se pensó por más de 50 años que la fórmula del agua era HO; aquí se presenta un experimento incluso visual para validar la fórmula del agua. DETERMINACION EXPERIMENTAL DEL NUMERO DE AVOGADRO. El número de Avogadro adquiere una importancia primordial porque de ella se desprende la existencia de un número constante de moléculas en un mol de cualquier sustancia. Si sabemos que el valor de un mol N = 6.023 X 1023 moléculas entonces podemos calcular: a).- Un mol de hidrógeno es igual a 2.016 g y la masa de una molécula es M/N = 3.35 X 10 -24 g entonces la masa de un átomo de hidrógeno es: 1.675X10-24 g. b).- También podemos calcular los tamaños de átomos y moléculas. Tomemos 1 cm3 de agua la cual tiene un peso molecular de 18 uma, así al dividir tenemos 3.34X1022

moléculas de agua que corresponden a un volumen de 3.0 X 10-23 cm3 . c).- Ahora si suponemos que las moléculas son esféricas entonces su radio es de 3.0X10-8 cm. d).- El número Avogadro también nos sirve para calcular la vida media de un elemento radiactivo; para calcular la cantidad de impureza de un semiconductor; para realizar cálculos estequiométricos.

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MATERIAL. REACTIVOS Voltámetro de Hoffman Solución de H2SO4 al 10% Electrodos de Platino Magnesio Coulombímetro (Fuente de Poder) Solución de HCl al 10% Cronómetro Lija de agua Termómetro de Mercurio. Tubo de ensayo 2 Buretas Manguera PARTE EXPERIMENTAL 1.- Determinación de la formula del agua. Se prepara con anticipación la solución de ácido sulfúrico y se llena el voltámetro. El amperímetro y el coulombímetro se conectan en serie como se observa en la figura 1, se cierran las llaves del Voltámetro y se enciende el circuito. 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. Ahora si quiere determinarse cuantitativamente y no sólo cualitativamente (visualmente) entonces, se mide la temperatura de la solución, se toma en cuenta la presión barométrica que es la misma de la ciudad y del voltámetro se mide el volumen de hidrógeno y oxígeno.

FIGURA 1

DIAGRAMA DE CONEXIONES

2.- Determinación experimental del numero de Avogadro.

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El método experimental es el mismo que el utilizado para obtener la fórmula del agua, sólo que ahora se incorpora un multímetro digital para mediciones precisas y se mide cuidadosamente el tiempo que dura el experimento.

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 ser destruidos durante la oxidación del oxigeno (2O-2

4e-). Para ello se utilizan electrodos de platino. c).- El número de electrones que fluyen 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 Anodo (+) : 2O-2 →O2 + 4e- CALCULOS. 1.- FORMULA DEL AGUA. Con la ecuación general de los gases ideales PV = nRT se conocen todos los parámetros excepto el número de moles, despejando de esta ecuación se calculan los moles de oxígeno e hidrógeno; se divide entre el mínimo común denominador y se obtiene la relación 2:1. 2.- NUMERO DE AVOGADRO. Datos Experimentales: Presión Atmosférica = 585mm de Hg (En la ciudad de Puebla) Volumen de Hidrógeno = 14.40 centímetros cúbicos Temperatura de la Solución = 17oC Tiempo de duración del experimento: 20 minutos Constante Universal de los Gases = 0.082 l.atm/ K . mol Carga del Electrón = 1.60X10-19 coulomb 1.- Aplicando la Ley General de los Gases Ideales calculamos el número de moles de H2 producidos durante la electrólisis. nH2 = P.V/R.T = (585 mm de Hg) (1 atm/760mm Hg) (14.40X10-3 l) ] / (0.082 l. atm/ K mol) (273 + 17oC)oK nH2 = 4.670X10-4 moles 2.- Cada molécula de H2 requiere de 2 electrones para neutralizarse, entonces el número de moles de electrones debe ser nH2 X 2:

Número de moles de electrones = 4.670X10-4 X 2 = 9.340X10-4 moles. 3.- Los coulombs utilizados en la electrólisis se calculan por:

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Coulomb = Amperaje x tiempo

Coulomb = (75mA) (1A/1000mA) x 20 min(60 seg/1min) Coulomb = 90 Coulomb

4.- Para saber cuántos electrones representan esta cantidad de coulomb, recurrimos al valor de la carga del electrón:

electrón representa 1.60 X10-19 Coulomb x electrones 90 Coulomb X = 5.625X1020 electrones 5.- Finalmente, relacionamos el número de moles de electrones obtenidos en el paso 2 con el número de electrones obtenidos en el paso 4.

9.34X10-4 moles de electrones contiene 5.625X1020 electrones 1 mol de electrones contiene N N = 6.022X1023 electrones /mol

CUESTIONARIO 1.- ¿Qué es un agente reductor y un agente oxidante?

2.- Defina el concepto de electrólisis. 3.- ¿Cuál es la diferencia entre una celda galvánica y electrolítica? 4.- Defina potencial ó voltaje y sus unidades. 5.- Defina amperaje ó corriente y sus unidades

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PRACTICA 10

OBJETIVOS 1.- Procedimental: El estudiante pesará en la balanza analítica, montará su equipo de reacción química, preparará su solución de ácido clorhídrico al 10 % en peso, observará la reacción química, medirá la temperatura, medirá el volumen de hidrógeno que se forma y realizará los cálculos. 2.- Conceptual: El estudiante aplicara sus conocimientos: de estequiometría, peso equivalente de un elemento, valencia, peso atómico, presión de vapor del agua, temperatura, presión atmosférica, leyes de los gases ideales. 3.- Actitudinal: El estudiante aprenderá que un experimento sencillo se puede hacer una demostración de las propiedades químicas y físicas de la materia y que es necesario estudiar con detenimiento para poner en juego todos nuestros conocimientos. INTRODUCCIÓN 1.- 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 (6.023x1023 electrones o protones) en una reacción. La definición nos dice que a diferencia del peso atómico o molecular, el peso equivalente de una sustancia es una variable, depende de la naturaleza de la reacción, por lo que es un poco complicado hablar el peso equivalente de una sustancia sin mencionar una reacción. Peso Equivalente = Peso Molecular / # de e- o p+ intercambiados en una reacción PARTE EXPERIMENTAL Procedimiento: 1.- Montar el aparato mostrado por el instructor. 2.- Cortar 2 cm. de Magnesio y lijarlo perfectamente con una lija de agua. 3.- Pesar el Magnesio en la balanza analítica. 4.- Llenar las buretas con agua destilada. 5.- Eliminar las burbujas de hidrógeno producidas en la bureta. 6.- Agregar 3 ml de la solución de HCl al 10% al tubo de ensayo. 7.- Adicionar el magnesio al tubo de ensayo cuidando que este no caiga al fondo. 8.- Tapar el tubo de ensayo y dejar caer el magnesio. 9.- Una vez disuelto el magnesio introducir el termómetro dentro del tubo de ensayo y registrar la temperatura. Por desplazamiento del agua se mide la cantidad de hidrógeno formado.

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CALCULOS: 1.- Por medio de la ecuación de los gases ideales hallamos la cantidad en gramos de H2 formado: PV = nRT ó PV = gRT / P.M. ....................(1) De donde g = P V (P.M.) / RT P = 585 mm Hg = 0.769 atm V = Volumen desplazado de H2 en litros R = 0.082 l atm/K mol T = Temperatura de la reacción en grados Kelvin K = oC + 273 P.M. = 1.0008 g/mol NOTA: Hay que hacer la corrección de la presión del gas que se forma, utilizando la presión de vapor del agua a la temperatura correspondiente. 2.- Sabemos que:

m1 / m2 = Eq1 / Eq2 ................(2) donde: m1 = masa del magnesio en gramos m2 = masa del H2 en gramos Eq1 = Equivalente químico del Mg Eq2 = Equivalente químico del H2 Despejando la ecuación (2) tenemos:

EqMg = mMg/mH2 x EqH2

3.- Finalmente sabemos que Eq = P.M. ó P.A. / # e- ó p+ intercambiados en la reacción Despejando tenemos que:

P.A. = (Eq) (#e- ó p+)

CUESTIONARIO

1.- Escribir la ecuación química que se efectuó al reaccionar el Mg con el HCl

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PRACTICA 11

OBJETIVOS 1.- Procedimental: Leer con detenimiento la parte teórica, montar una pila de Daniell, montar un acumulador de demostración, montar un equipo para obtener el oxígeno a partir de una reacción química, preparar las soluciones con su concentración correspondiente. 2.- Conceptual: Definir una reacción de oxidación y reducción, saber los conceptos de oxidación, reducción, agente oxidante, agente reductor, balanceo de la ecuación por el método de Ion-electrón, potencial estándar. 3.- Actitudinal: Se aprenderá que los elementos químicos y compuestos químicos tienen además de sus propiedades físicas, sus propiedades químicas y dentro de ellas la más importante la oxidación y reducción, la tecnología de los multímetros, fotografía, salud, pilas, acumuladores, cerillos, etc. tiene como fundamento teórico esta propiedad de la materia. INTRODUCCIÓN Introducción: Muchas reacciones químicas generan enormes cantidades de calor, y en ellas aparece la llama como una expresión de las excitaciones electrónicas provocadas por la elevación de la temperatura. El fuego ha sido considerado por muchos como el promotor de la civilización humana, y para todos es clara su importancia, en especial cuando requerimos de luz y calor. La llama es también símbolo de vida, y ésta puede reducirse, al igual que el fuego, a una serie de reacciones químicas, muchas de ellas de óxido-reducción. Hay una enorme cantidad de fenómenos que podrás explicarte con un conocimiento más profundo de este tema, que empezaremos con un ejemplo muy conocido. CERILLOS. Como los conocemos actualmente, los cerillos son una invención del siglo XX. Aunque en el siglo pasado ya se producían en forma comercial, eran sumamente peligrosos, pues podían incendiarse espontáneamente con u n poco d e solo de calor. La cabeza del cerillo contiene clorato de potasio, KCIO3, que se descompone con el calor:

2KCI03 → 2KCI + 302 Esta es la fuente del oxígeno necesario para la combustión; por su parte el sulfuro de antimonio, Sb2S3, y la parafina son los combustibles. La chispa y el calor iniciales se producen por fricción, gracias a la presencia de sustancias abrasivas y de fósforo rojo en la cinta de encendido. No hay duda de que las reacciones químicas de óxido-reducción implicadas en el funcionamiento de los cerillos son complejas, pero el concepto central es que proporcionan los elementos del triángulo del fuego (calor, oxígeno y combustible), observar los dibujos siguientes:

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Otro ejemplo donde se presentan las reacciones de oxidación y reducción son los ANTISÉPTICOS y DESINFECTANTES, OXIDANTES PARA LA SALUD. Un antiséptico es una sustancia que evita el crecimiento de los microorganismos patógenos, y un desinfectante aquella que destruye las bacterias y microorganismos patógenos. Los primeros se utilizan por 10 regular en tejidos vivos, y los segundos en materiales inanimados. A principios del siglo XIX, cualquier intervención quirúrgica era muy peligrosa, ya que la herida podía infectarse fácilmente, y no se contaba con los antibiótico s actuales. En 1867, Joseph Lister inventó la cirugía antiséptica al introducir el uso de disoluciones de fenol para limpiar las heridas y descontaminar los instrumentos empleados en las operaciones. Desde entonces, la cirugía ha alcanzado logros notables por la introducción sistemática de productos químicos con estas funciones. Estas sustancias actúan generalmente como agentes oxidantes de algunas sustancias fundamentales para la vida de las bacterias. Por su alto poder oxidante, los antisépticos atacan y llegan a destruir también las células de la piel u otros tejidos, por lo que su aplicación debe ser controlada. Ejemplos:

12 Yodo. H202 Peróxido de hidrógeno HCHO Formaldehido. C2H5OH Etanol HgCl2 Cloruro de mercurio (II). C6H5-OH Fenol Ca(OCI)2 Hipoclorito de calcio. KMn04 Permanganato de potasio NaOCI Hipoclorito de sodio. CH3CHOHCH3 Alcohol isopropílico.

La "tintura de iodo", solución alcohólica de 12, se ha usado desde hace muchos años como antiséptico para el tratamiento de heridas menores, lo mismo que otros productos comerciales más recientes, como el merthiolate y el mercurocromo. Para prepararla, se agrega 12 sólido en etanol con un poco de yoduro de potasio disuelto, cuya función es promover la disolución del 12. Cuando se aplican a una herida, los antisépticos que contienen alcohol producen un ardor desagradable. Para evitar lo anterior, se han desarrollado compuestos como el yodoformo que libera el yodo molecular y es soluble en agua. El resultado es que la solución antiséptica es indolora. Otros dos ejemplos importantes de desinfectantes son el Cl2 y el ozono, 03, por sus características oxidantes, ambos se emplean para purificar el agua destinada al consumo humano. FOTOGRAFÍA BLANCO Y NEGRO. OXIDO REDUCCIÓN CAUSADA POR LA LUZ. Es otro ejemplo del as reacciones de oxidación y reducción, la fotografia es el resultado del esfuerzo de muchas personas durante los últimos doscientos años. Su fundamento reside en la propiedad que tienen diversas sustancias, como los halogenuros de plata, de reaccionar químicamente en presencia de la luz. Estas sustancias se denominan fotosensibles. La película fotográfica consiste en una tira de plástico flexible cubierta por una capa delgada de gelatina, la cual contiene pequeñísimos cristales de bromuro de plata (son gránulos con diámetro menor que un micrómetro, con aproximadamente 1012 iones plata, Ag+I),

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cuando la película se expone a la luz, resultado de abrir el diafragma de la cámara al dispararla, ocurren dos reacciones, para empezar, el ion bromuro, Br-l, libera un electrón y se produce un átomo de bromo neutro, Br °, es decir, el bromo se oxida.

Ag+ Br- + Luz → Ag+ + Bro + e- El ion plata puede entonces atrapar al electrón para convertirse en un átomo de plata; o sea, la plata se reduce. Br -1 → Br o + e - Oxidación Ag+ + e- → AgO Reducción El resultado es que en las regiones de la película donde ha incidido más la luz (mayor número de fotones) hay más plata metálica y, como es negra, oscurece ligeramente dichas zonas, donde no llega la luz tenemos bromuro de plata incoloro. Otro ejemplo muy conocido en nuestra vida diaria son las PILAS y ACUMULADORES: 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, por ejemplo, tal combinación constituye una PILA, se le conoce como pila galvánica o voltaica. PILA DE DANIELL Las reacciones que ocurren en una pila dc 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: IZn+, 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 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

ACUMULADOR 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

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(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 PARTE EXPERIMENTAL 1. - Obtención de Oxígeno: Pesar en la balanza analítica aproximadamente O.lg de una mezcla de KCI03 y Mn02. Agregar a un tubo de ensaye y conectar al dispositivo según la figura siguiente. Tapar perfectamente el tubo y llenar la bureta. Calentar la mezcla suavemente con el mechero; cuando termina la reacción retirar el mechero y medir el desplazamiento de agua para determinar la cantidad de oxígeno desprendido. La reacción es: KCI03 MnO2 → KCI + O2 Cálculos: a). - Balancea la ecuación. b). - Por medio de la ecuación de los gases ideales hallamos la cantidad en gramos de 02 formado. PV=nRTóPV=gRT/P.M; g=PV(P.M.)/RT; donde: P = 585 mm Hg = 0.769 atm (presión atmosférica en la ciudad de Puebla). V = Volumen desplazado de 02 en litros; R = 0.0821 atm/K mol T = Temperatura de la reacción en grados Kelvin K = °C + 273 P.M. = 31.98 g/mol 2. - Propiedad oxidante del permanganato de potasio:

a). - Colocar en un tubo de ensaye 1 mililitro de solución 0.1 Molar de KMn04 y tres gotas

de H2SO4 concentrado.

b). - Con una pipeta adicionar gota a gota, solución 0.1 Molar de Na2S03 hasta observar

un cambio en la reacción.

La ecuación química de esta reacción es la siguiente:

KMnO4 + Na2S03 + H2S04 → MnSO4 + Na2S04 + K2S04 + H2O

Trabajo a realizar: Balancear la ecuación por el método del ión-electrón.

3. - Propiedad reductora del oxalato de sodio:

a). - Colocar en un tubo de ensaye 1 mililitro de solución 0.1 Molar de KMnO4 y tres gotas

de H2SO4 concentrado

b). - Con una pipeta adicionar gota a gota, solución 0.1 Molar de Na2C2O4. El cambio en

esta reacción es lento, por lo que se debe dejar reposar después de adicionar un mililitro,

hasta observar un cambio en la reacción.

La ecuación química de esta reacción es la siguiente:

KMnO4+Na2C2O4 +H2SO4 → K2SO4 + Na2SO4 + H2O+MnSO4 + CO2

Trabajo a realizar: Balancear la ecuación por el método del ión-electrón.

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4. - Pila de Daniell.

l. - Preparar las soluciones de CUSO4 y de ZnSO4 0.1 molar .

2. - Lavar los electrodos.

3. - Preparar el puente salino: llenando con una jeringa la conexión de vidrio, colocar en

los extremos un algodón cuidando que no queden burbujas de aire.

4.- Colocar 40 mI de la solución de CUSO4 y otro con la solución de ZnSO4, introducir

cada electrodo en la solución correspondiente.

5. - Conectar los electrodos al multímetro.

6. - Medir el voltaje y corriente de la pila.

7.- Realizar una conexión en serie entre todas las pilas galvánicas. Medir el voltaje y la

corriente.

8..- Realizar una conexión en paralelo entre todas las pilas galvánicas. Medir el voltaje y el

Amperaje,

5. - Acumulador.

l. - Preparar la solución de H2SO4 al 10 %.

2. - Vaciar aproximadamente 40 mI de esta solución a un vaso de precipitado.

3. - Introducir los electrodos de Pb en el vaso.

4. - Conectar una pila para cargar el acumulador, durante 5 minutos. Aquí estaremos

observando una electrólisis y por lo tanto la formación de los electrodos de Pb y PbO2.

5. - Retirar la pila, y conectar el acumulador a un multímetro para medir su voltaje.

6.- Comprobar que el voltaje proporcionado por una pila de Pb/PbO2 (acumulador) puede

ser capaz de hacer funcionar un motor y encender un foco de Watts.

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PRACTICA 12

Objetivo: Calcular la cantidad de reactivo necesario para preparar una solución con determinada concentración (% en peso, molar, molal, normal), preparar una solución y expresar su concentración en las diferentes unidades, preparar una dilución a partir de una de las soluciones preparadas y por último preparar una solución con una determinada concentración porcentual a partir de dos soluciones con diferentes concentraciones. Introducción: Sistema disperso o dispersión es un término general que nos indica que una sustancia contiene a otra, distribuida en su seno en forma de partículas muy pequeñas. En particular hablamos de una solución en donde el medio de dispersión es el solvente y las partículas dispersas son el soluto, en la naturaleza se pueden encontrar hasta 9 casos de sistemas dispersos (gas-gas, líquido-líquido, sólido-sólido, gas-líquido, etc). A estos sistemas dispersos se les clasifica según el tamaño de las partículas dispersas, en soluciones verdaderas o moleculares, soluciones coloidales y suspensiones. El concepto de concentración es útil en muchos contextos. En química la cantidad de soluto disuelto en un volumen dado de solución se llama concentración de la solución, cuando la concentración de la solución es reportada como moles de soluto por litro de solución se llama molaridad de la solución, pero también puede expresarse como la cantidad de soluto por cada 100 gramos de solución, número de equivalentes gramo de soluto por cada litro de solución, moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente, etc. En la tabla 3.3 se muestra la concentración de ionice en agua dados en miligramos por litro de solución o partes por millón, se muestra una lista de los diez elementos más abundantes en el agua de mar. La molaridad la expresamos como:

solucióndeLitros

solutodeMolesMolaridad =

Por ejemplo se disolvemos 58.4 gramos o un mol de cloruro de sodio, NaCl, en agua destilada hasta completar un litro de solución, la concentración es “un amol por litro” o 1.00 molar, y en química se escribe de la forma siguiente:

Concentración = 1.00 M = [NaCl] En el siguiente dibujo vemos los pasos a seguir para preparar una de las soluciones más comunes en el laboratorio, solución de permanganato de potasio, KMnO4, generalmente usamos un matraz aforado como el que se muestra, se han pesado 0.435 g de KMnO4 y disuelto en suficiente agua destilada hasta formar 250 ml de solución, por lo tanto tenemos una solución 0.0110 M. El procedimiento es pesar la muestra, colocar la muestra en el matraz aforado, disolver con poco agua, aforar hasta la marca del matraz (aforo). La solución preparada tiene una concentración de 0.0110 molar de KMnO4, pero a menudo es útil conocer la concentración de cada tipo de iones en la solución, algunas sustancias se disocian completamente, algunas lo hacen muy poco y otras no se disocian,

36

esta propiedad de disociación está relacionada con el solvente usado, por ejemplo el KMnO4 se disocia al cien por ciento en agua destilada, la disociación la podemos representar en forma de una ecuación química:

KMnO4 (ac) → K+(ac) + MnO4

-1(ac)

Un mol de KMnO4 da un mol de K+ y un mol de MnO4-1 por lo tanto 0.0110 M de KMnO4

dan una concentración de 0.0110 M de K+ y una concentración de 0.0110 M de MnO4-1.

En el siguiente dibujo se muestra una comparación con la disociación de otro compuesto, carbonato de sodio, Na2CO3, que también se disocia al 100 %; Un mol de KMnO4 da un mol de K+ y un mol de MnO4

-1 mientras que un mol de Na2CO3 produce 2 moles de iones Na+

(ac) y 1 mol de iones CO3-2

(ac) . Muchas de las soluciones preparadas en el laboratorio es probablemente por el método de dilución, un ejemplo práctico de hacer una solución por dilución es mezclar jugo de naranja concentrado, con agua. El método consiste en iniciar con una solución de concentración conocida y adicionar agua para hacer una solución de concentración deseada. A menudo es más eficiente almacenar una solución concentrada en pocos litros y entonces se puede adicionar agua para hacer muchos litros de una solución diluida. El siguiente dibujo nos muestra los pasos para hacer una dilución, se preparan 500 ml de solución de dicromato de potasio, K2Cr2O7, 0.0010 M a partir de una solución 0.100 M. La fórmula para hacer los cálculos es la siguiente:

(Volumen 1) (Concentración 1) = (Volumen 2) (Concentración 2) El volumen de la solución concentrada que debe tomarse con la pipeta, (Volumen 1), es igual a:

Volumen 1 = (500 ml) (0.0010 M) / (0.100 M)

PARTE EXPERIMENTAL 1. – Cálculos: Toma la solución que te indique el profesor (ácido sulfúrico, ácido

clorhídrico, ácido nítrico, ácido acético, etc.), observa su etiqueta y busca su concentración porcentual y peso específico. Supón que vas a preparar 50 ml de solución, calcula el volumen de la solución que vas a utilizar para que tu solución tenga una concentración de 0.5 M (molar) y 0.25 N (normal). Llena los espacios vacíos en la tabla:

Concentración 0.5 M 0.25 N

Cantidad de soluto Volumen utilizado

2. – Solución de NaCl: Pesa en una balanza granataria 5.0 gramos de cloruro de

sodio, NaCl, en seguida coloca tu muestra en un matraz aforado de 50 mililitros, disuelve con poca agua destilada, por último afora con agua hasta 50 ml. Con el picnómetro calcula el peso específico de la solución preparada. Con tus datos experimentales calcula la concentración de la solución: % en peso, Molar, Molal, Normal. Llena tu tabla de valores:

% en peso Molar Molal Normal

Concentración

3. – Solución de KMnO4: Pesa con la balanza analítica 0.01 gramos de KMnO4, pon tu muestra en un matraz aforado de 50 ml, disuelve con poco agua destilada y afora a 50 ml. Calcula la concentración molar de la solución, la concentración

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molar de los iones potasio y la concentración molar de los iones permanganato. Llena el cuadro de valores:

KMnO4 K+1 MnO-1

Molaridad

Representa la ecuación química de la disolución del permanganato de potasio:

4. – Dilución de KMnO4: Haz tus cálculos para preparar 100 ml de solución de KMnO4 0.0000635 M (6.35 X 10-5 M) a partir de la solución anterior (experimento 3). ¿Qué volumen de solución empleaste? ¿Cuántos gramos de KMnO4 hay en la nueva solución?¿Cuántos gramos de potasio hay en la nueva solución? ¿Cuántos gramos de MnO4

-1 hay en la nueva solución?

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PRACTICA 13

OBJETIVO: Determinar el número de moléculas de agua en un cristalohidrato. INTRODUCCIÓN Molécula.- Es la partícula más pequeña de una sustancia compleja, eléctricamente neutra que participa en las reacciones, conservando sus propiedades químicas. Las fórmulas químicas son la anotación convencional de la composición de la molécula de una substancia. Mediante las fórmulas se expresa la composición cualitativa y cuantitativa de las moléculas. Por ejemplo de la fórmula NxHy se deduce que la sustancia se compone de Nitrógeno y de Hidrógeno (composición cualitativa). No obstante, sin saber el valor de “x” e “y” no se puede saber que substancia es ésta. Podría ser por ejemplo, cualquiera de las siguientes substancias: NH3, N3H, N2H4, N4H2 .Encontrar la fórmula de una sustancia significa establecer el número de átomos en la molécula es decir, cuales serían los valores de “x” e “y”. a) Las FÓRMULAS MÍNIMAS (empíricas) indican la relación numérica mínima de los átomos en la molécula. Para calcular la fórmula mínima es necesario establecer la composición en peso de la substancia y los pesos atómicos de los elementos que la componen, introduciendo el concepto de FACTOR ATOMICO F=% ( E ) / A EJEMPLO: Calcular la fórmula mínima de la substancia con 87.5% de Nitrógeno y 12.5% de Hidrógeno, si los pesos atómicos aproximados de estos elementos son 14 y 1, respectivamente. Designando la fórmula por NxHy, encontramos la relación numérica de los átomos en la molécula.

X :Y = 2:15.12:25.61

5.12:

145.87 ==

N H N H N H N H

F.A F.A Por consiguiente, en la molécula de la substancia mencionada, el número de los átomos de Hidrógeno es dos veces mayor que el de los átomos de Nitrógeno,así es como se deduce que la fórmula mínima de dicha substancia es NH2. b) Las FÓRMULAS VERDADERAS (moleculares) muestran no la relación, sino el número de átomos en la molécula. Para establecer las fórmulas verdaderas, además de la composición porcentual y los pesos atómicos de los elementos, es necesario conocer el peso molecular del compuesto. Para algunas substancias las fórmulas mínimas y verdaderas coinciden. EJEMPLO: Establecer la fórmula verdadera de la citada substancia, si la densidad relativa del vapor de la misma referida al aire es 1.1 ( D Aire= 1.1 ).

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Primero se establece la fórmula mínima, puesto que la relación x : y = 1 : 2, la fórmula verdadera puede tener el siguiente aspecto NH2, N2H4, N3H6, étc. Por la fórmula M = 29 Daire calculamos el peso molecular M=31.9≅32. Supongamos que la fórmula mínima NH2 es la verdadera, entonces el peso molecular determinado por la suma de los pesos atómicos sería igual a 14 + 2 x 1= 16. Pero, en realidad, el peso molecular es dos veces mayor por consiguiente, la molécula duplica la cantidad de átomos originándose la fórmula N2H4 (hidrazina). Para obtener las fórmulas de las substancias simples es necesario conocer los pesos moleculares , atómicos y sus respectivos factores. EJEMPLO: Determinar la composición de la molécula del fósforo blanco, si su peso atómico es de 30.97 g/at-g y la densidad absoluta de sus vapores 5, 53 g/l. M = 22, 4 • Dabs. M = 22, 4 x 5, 53 ≅ 123, 9 g /mol Por la relación 123, 9 : 30, 97 = 4; determinamos el número de átomos en la molécula. La composición de la molécula de fósforo se expresa como P4 .

Partiendo de la fórmula química de una substancia gaseosa se puede determinar alguna de sus características cuantitativas: composición centesimal, peso molecular, densidad, densidad relativa referida a cualquier gas referencial, masa absoluta de la molécula. Las fórmulas químicas crean la posibilidad de calcular con base en la ecuación de la reacción, las cantidades en peso y volumen de las substancias reaccionantes iniciales y de los productos de la reacción. El conjunto de cálculos vinculados con la aplicación de ecuaciones y fórmulas químicas se denomina “ESTEQUIOMETRIA”. Con el término “relaciones estequiométricas” se designan las cantidades de las substancias que corresponden a la ecuación de la reacción. Aplicando los mismos principios teóricos descritos, es posible determinar la composición de un “cristalo-hidrato”. En el trabajo práctico, precisamente se pretende indagar acerca del número de moléculas de “agua de hidratación o cristalización” presentes en una molécula de Vitriolo Azul. DETERMINACIÓN DEL AGUA DE CRISTALIZACIÓN DEL VITRIOLO AZUL

La tarea se reduce a determinar el número de moléculas de agua en una molécula de vitriolo azul (CuSO4 ⋅ nH2O). En un baño de arena se calienta un crisol con muestra, de peso exacto de sal hidratada para eliminarle toda el agua de cristalización y así obtener la sal anhidra . La diferencia en peso es “la cantidad de agua eliminada”, conociendo esta es simple calcular el número de moléculas de agua de cristalización.

TÉCNICA: Pesar hasta “peso constante” un crisol limpio con precisión de 0.01 grs. Colocar dentro del crisol ( 1 - 2 ) gramos de vitriolo azul bien desmenuzado y volver a pesar. En este caso el peso de la substancia corresponde a la diferencia.

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Colocar el crisol con la sal que se pesó previamente , en un baño de arena de manera que las ¾ partes del crisol queden sumergidas en esta. Junto al crisol se introduce un termómetro en la arena del baño, permaneciendo su extremo al mismo nivel que el fondo del crisol. Ver figura No.1 .

Calentar el baño de arena hasta una temperatura no mayor de 220ºC puesto que si se supera este límite, puede tener lugar una reacción secundaria indeseable formándose la sal básica “Flor de Azufre”.

2CuSO4 • nH2O 220ºC Cu2(OH)2SO4 + SO3 + (2n-1)H2O A medida que se evapora el agua, el polvo de color azul claro se va decolorando. Cuando en el crisol queda solamente sal blanca, debe cesar el calentamiento. Coloque el crisol caliente en el desecador para que se enfríe a temperatura ambiente y después proceda a pesarlo (P1). Coloque nuevamente el crisol en el baño de arena. Calentar durante 10 a 15 min., enfriarlo y pesarlo (P2). Si los pesos P1 y P2 son iguales o se diferencían en no más de 0.01 gramos., cesar el calentamiento. En caso contrario, repetir la operación. Anotar los datos del experimento en el cuaderno de trabajo, los procesos se anotan después de cada calentamiento. 1. Peso del crisol con CuSO4 • nH2O __________________________ Peso del crisol vacío: ______________________________________ Peso del CuSO4 • nH2O: ___________________________________

2. Peso del crisol con CuSO4: ______________________________

Peso del crisol vacío: ___________________________________ Peso del CuSO4: _______________________________________

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Con los datos obtenidos, calcular el número de moléculas de agua presentes en una molécula de vitriolo azul.

PREGUNTAS Y PROBLEMAS 1. Desarrolle el cálculo de la cantidad de agua de hidratación en el vitriolo azul con los

datos experimentales obtenidos. 2. Defina los siguientes conceptos: “átomo”, “molécula”, “cristalohidrato”, “densidad relativa de vapor respecto al aire”, “factor atómico” y el término “hasta peso constante”.

2. Descripción y ejemplos de “Fórmula mínima”, “fórmula verdadera”, “fórmula estructural”, “fórmula desarrollada” y “fórmula electrónica”.

3. Determinar la fórmula de una substancia que contiene: 24.24% de C; 4.05% de H y 71.71% de Cl si su densidad referida al aire es de 3, 42.

5. ¿Por qué se debe repetir la operación cuando la diferencia entre los peso P1 y P2 es mayor de 0.01 grs., en la presente práctica.?

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PRACTICA 14

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 15

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:

volumen

masa=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. 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:

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3

.4

.3

π

VolumenatómicoRadio =

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

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PRACTICA 16

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-

.~

49

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 KmolKatml

lXHgdemmatmHgdemm

TR

VPnH

+==

−

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. 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 17

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. 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.

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

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

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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 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.

Prisma

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PRACTICA 18

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 19

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.

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El Br2, es un líquido café-rojizo. El Yodo es una substancia sólida cristalina de color gris oscuro. 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)

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

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El HCl, HBr y HI, son fuertes reductores. Las propiedades reductoras aumentan desde el HCl hasta el HI.

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).

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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). 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.

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KI + MnO2 + H2SO4 → I2

· + MnSO4 + K2SO4 + H2O

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.

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En el primer tubo se desprende cloruro de Hidrógeno

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.

65

19. ¿Qué insecticidas contienen cloro? 20. Estados de oxidación más frecuentes para el fluor, cloro, bromo y Yodo.

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.

6. PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL-INORGÁNICA. V. Semishen 7. Ed. MIR MOSCÚ. 8. Manual de Prácticas de Química General, Alister P.I., Cervantes A. M.