Manual de Quimica

MANUAL DE QUIMICA I PROGRAMA PROFESIONAL DE INGENIERÍA INDUSTRIAL

PROGRAMA PROFESIONALDE

INGENIERÍA INDUSTRIAL

MANUAL DE PRÁCTICAS QUÍMICA I


AREQUIPA- PERÚ2015

INTRODUCCIÓN

El Laboratorio de Química representa el encuentro del estudiante con el “hacer y sentir de la química”, y está

diseñado para que entiendas y profundices en algunos conceptos fundamentales de química, pero además

para desarrollar habilidades que te ayudaran a lo largo de tu vida profesional. Por tanto, el presente manual

está diseñado para guiarte en la realización de las prácticas de laboratorio y de los reportes correspondientes.

Sin embargo, el éxito detu trabajo en el laboratorio dependerá del orden y la disciplina con que lo realices.

Esté debe estar planeado de tal manera que pueda ser desarrollado adecuadamente en las horas asignadas,

para lograr esto siempre debes investigar antes de llegar al laboratorio a realizar los experimentos, es

fundamental que leas con suficiente anticipación el Manual de Prácticas de Química I y comprendas los

conceptos básicos impartidos en las clases teóricas.

Por otra parte, el éxito de un experimento se basa en la observación de los fenómenos que ocurren, en la

exactitud de la anotación de datos y mediciones, en el orden correcto de los pasos de cada experimento, en la

habilidad para la manipulación de los aparatos, equipos, etc, en la adquisición de buenos hábitos; todos ellos

son la base de la formación tecnología, científica o profesional. Por tanto es importante que registres, en un

cuaderno, las observaciones y los resultados de cada experimento.

Los experimentos no son una repetición simple de recetas, estas sólo tiene por objeto dar las indicaciones

importantes para cada experimento. Lo más importante es que pienses y razones, es decir debes usar el

raciocinio y la inteligencia para llegar al conocimiento y comprobación de un principio químico, así su

aplicación en el campo profesional y científico.

Docente Responsable del Curso


PRESENTACIÓN PARA EL ESTUDIANTE

1. La reglas y normas que a continuación se indican deberán de cumplirlas irrestrictamente ya que de ello

depende su formación integral y evaluación en el curso de Química.

2. La asistencia a las prácticas es obligatoria, el contar con 30% de inasistencias se le considera como

ABANDONO.

3. El promedio final alumno deberá respetar el horario y el gruño asignado. La puntualidad a la práctica es

fundamental. El alumno no podrá ingresar al laboratorio pasada la hora de inicio y esto es considerado

inasistencia.

4. Al inicio del curso deberá de solicitar el sílabus del curso, donde se encuentra el programa del curso, fechas

de evaluación y peso de las diferentes actividades que se ejecutarán en su aprendizaje, así como, la forma de

obtener el promedio final.

5. Las evaluaciones se efectuaran en el proceso y/o al final del curso tanto en la parte teórica como

experimental.

6. Está estrictamente prohibido:

7. Levar objetos, alimentos o sustancias ajenas a la práctica a realizarse.

8. Comer, beber o fumar dentro del laboratorio.

9. Realizar actividades o experimentos no programados, etc.

10. Cuando Ud. Ingrese al laboratorio debe previamente haber leído con suficiente anticipación el MANUAL

DE QUÍMICA I así como el haber comprendido los conceptos y otros que los Docentes le han impartido en

sus clases teóricas.

11. Tener siempre consigo su cuaderno de notas de laboratorio, anotar los datos y medidas directamente en el. Es

un pésimo hábito anotar importantes datos en un pedazo de papel.

12. Consultar con el Docente cuando no se entiende una operación o reacción química.

13. La ruptura o daño de los materiales y aparatos es responsabilidad de los estudiantes que se encuentren

operando.


“HACER USO DEL MANDIL Y LOS LENTES

DE SEGURIDAD EN FORMA OBLIGATORIA

EN EL AMBIENTE DE TRABAJO”.

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO QUÍMICO

a) INFORMACIÓN:

Infórmate sobre las medidas básicas de seguridad. El trabajo en el laboratorio exige conocer una

serie de medidas básicas de seguridad que son las que intenta recoger esta guía.

Presta atención a las medidas específicas de seguridad. Las operaciones que se realizan en algunas

en el guion de laboratorio y debes de prestarles una especial atención.

Localiza los dispositivos de seguridad más próximos. Estos dispositivos son elementos tales como

extintores, lavaojos, ducha de seguridad, salidas de emergencia, etc.

En caso de duda, consulta al profesor. Cualquier duda que tengas, consúltala con tu profesor.

Recuerda que no está permitido realizar ninguna experiencia no autorizada por tu profesor.

b) PROTECCIÓN:

Utiliza los equipos de protección cuando se requiera.

Cómo ir vestido en el laboratorio. El uso mandil es obligatorio en el laboratorio (Mandil blanco estándar

con una composición de 67 % poliéster y 33 % algodón). No es aconsejable llevar minifalda o pantalones

cortos, ni tampoco medias, ya que las fibras sintéticas en contacto con determinados productos químicos se

adhieren a la piel. Se recomienda llevar zapatos cerrados y no sandalias. Los cabellos largos suponen un

riesgo que puede evitarse fácilmente recogiéndolos con una cola.

Cuida tus ojos. Los ojos son particularmente susceptibles de daño por agentes químicos. Por tal motivo es

obligatorio usar lentes de seguridad siempre que se esté en un laboratorio donde los ojos puedan ser dañados.

No lleves lentes de contacto en el laboratorio, ya que en caso de accidente, pueden agravar las lesiones en

ojos.

Usa guantes. Es obligatorio usar guantes, sobre todo cuando se utilizan sustancias corrosivas o tóxicas

c) TRABAJAR CON SEGURIDAD EN EL LABORATORIO:

Normas higiénicas. No comas ni bebas en el laboratorio, ya que es posible que los alimentos o bebidas se

hayan contaminado. Lávate siempre las manos después de hacer un experimento y antes de salir del

laboratorio. Por razones higiénicas y de seguridad, está prohibido fumar en el laboratorio. No inhales,

pruebes o huelas productos químicos si no estás debidamente informado. Nunca acerques la nariz para

inhalar directamente de un tubo de ensayo.


Trabaja con orden y limpieza. Recuerda que el orden es fundamental para evitar accidentes. Mantén el área

de trabajo ordenada, sin libros, abrigos, bolsas, exceso de botes de productos químicos y cosas innecesarias o

inútiles. Mantén las mesas siempre limpias.

Limpia siempre perfectamente el material y aparatos después de su uso.

Actúa responsablemente. Trabaja sin prisas, pensando en cada momento lo que estás haciendo, y con el

material y reactivos ordenados. No se debe gastar bromas, correr, jugar, empujar, etc. en el laboratorio. Un

comportamiento irresponsable puede ser motivo de expulsión inmediata del laboratorio y de sanción

académica.

Atención a lo desconocido. No utilices ni limpies ningún frasco de reactivos que haya perdido su etiqueta.

Entrégalo inmediatamente a tu profesor. No sustituyas nunca, sin autorización previa del profesor, un

producto químico por otro en un experimento. No utilices nunca un equipo o aparato sin conocer

perfectamente su funcionamiento.

d) NORMAS QUE DEBE DE CUMPLIR EL ESTUDIANTE ANTES DEL INGRESO DURANTE Y

DESPUÉS DE REALIZADA LA PRÁCTICA:

El estudiante debe de llegar temprano a la práctica.

Antes de ingresar deben estar previamente vestidos de acuerdo a las normas indicadas anteriormente.

Recuerde que el laboratorio es un lugar de trabajo riesgoso en virtud de los equipos, aparatos, sustancias y

elementos que se utilizan al realizar un experimento. Adicionalmente debe de mantener su lugar en el

mesón de trabajo, conservándolo en perfecto orden.

Se debe de trabajar sin prisa, pensando en cada momento lo que se realiza y manteniendo los materiales y

reactivos ordenados.

En el laboratorio no se deben de hacer bromas, tampoco correr, jugar o comer. Un comportamiento

irresponsable es motivo de expulsión inmediata del laboratorio y de la correspondiente sanción académica

Se debe dejar las mochilas, chaquetas y/o cualquier otro implemento que no se necesite en el laboratorio en

los casilleros dispuestos para tal fin.

Finalmente, lavarse bien las manos con agua y jabón, antes y después de hacer un experimento y antes de

salir del laboratorio.


PRÁCTICA N° 1

RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

I. OBJETIVOS

Familiarizar al estudiante con los implementos usados en el Laboratorio de Química.

Capacitar al estudiante para adquirir habilidad en el manejo de pipetas, buretas, balones, vasos de precipitado

y tubos de ensayo.

Instruir al estudiante en las reglas básicas de comportamiento y seguridad dentro de un laboratorio de

Química

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

2.1. Materiales de Laboratorio.

Los materiales de laboratorio son aquellos objetos o materiales que se emplean para realizar una operación

química, hacer un experimento o realizar un análisis químico. En un laboratorio químico se encuentran

materiales y equipos muy diversos, para los más variados usos, la mayoría de los cuales son de vidrio y de

uso específico y es muy necesario conocer el uso adecuado de cada material.

2.2. Clasificación del Material de Laboratorio

Los materiales de laboratorio se pueden clasificar de dos maneras:

2.2.1. Por la Clase de Material Empleado en su Fabricación.

a. Materiales de Vidrio: La mayoría de los materiales de laboratorio son de vidrio Pírex(es un vidrio especial

a base de boro silicatos, que poseen muy pequeño coeficiente de dilatación, elevado punto de

reblandecimiento y gran resistencia a agentes químicos). Estos materiales pueden ponerse en contacto

directo con el calor. Por ejemplo: vasos, tubos balones, etc.

Mientras que ciertos materiales sobre todo volumétricos como: buretas, pipetas, fiolas, etc. a pesar de que

están hechas de vidrio Pírex, no deben poner en contacto con el calor ya que pueden variar la precisión en la

medida del volumen, por eso que estos materiales tienen en su rótulo la temperatura de trabajo y su

precisión.


b. Materiales de porcelana: Materiales hechos en base a una mezcla de caolín, feldespato y cuarzo calentado a

elevada temperatura. Se puede poner en contacto con el calor sin cambios bruscos de temperatura, por

ejemplo: crisoles, cápsulas, embudos, etc.

c. Material Metálico: Son generalmente accesorios, muchos de ellos con revestimiento (cromado), por

ejemplo: soporte universal, trípode, pinzas, etc.

d. Materiales de Madera: Son soportes que no pueden estar en contacto con calor, ni con agentes

químicos corrosivos, por ejemplo gradilla, soporte para embudos, etc.

e. Materiales de Plástico: Materiales poco empleados en relación a los otros materiales, debido a que son

atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ejemplo: pizetas, cuentagotas, etc.

2.2.2. Por su Uso Específico

1. Materiales Volumétricos: Son materiales de vidrio, generalmente de vidrio borosilicatado, destinados para

realizar medidas de volúmenes de líquidos, de gases y son muy útiles para los trabajos en laboratorios

químicos

2. Probetas: Recipientes cilíndricos de vidrio grueso, pico y base amplia para poder parar algunos son de

plástico o polietileno graduada de la base al aforo superior. Se emplean para medir volúmenes cuando no se

necesita mucha exactitud. Existen probetas desde 10 ml hasta 1000 ml.

3. Pipetas: Material volumétrico en forma de varilla graduada de arriba hacia abajo. Sirve para medir

volúmenes pequeños con mucha exactitud y las hay desde 0.5 mL (micro pipetas) hasta de 100 Ml. Antes de

usar una pipeta, esta se enjuaga con el líquido a medir, después se carga por succión hasta 2 ó 3 cm. Por

encima del enrase y se tapa el extremo superior de la pipeta con la yema seca del dedo índice, la pipeta debe

mantenerse verticalmente y a una altura tal que la marca se halle al mismo nivel que el ojo. La gota que

queda en el extremo se saca tocando una superficie de vidrio, como puede ser un vaso de precipitado u ro

material. Se pueden clasificar dos tipos de pipetas:

Pipetas volumétricas: Cuando tiene una marca o aforo y tiene un bulbo intermedio de seguridad. Este tipo

de pipeta se utiliza en operaciones que requieren medir volúmenes de líquidos con gran exactitud.

Pipetas gravimétricas: Cuando oda la pipeta esta graduada, se emplea para emitir a volúmenes

diferentes y son útiles para medir volúmenes aproximados de líquidos, no se emplea para mediciones de

precisión.

4. Fiolas o matraces aforados: Son recipientes de vidrio de cuello muy largo y agosto en la cual tiene una

marca o aforo que señala un volumen exacto a una determinada temperatura, que está grabada en el mismo

recipiente y generalmente a 20ºC. Se emplea en operaciones de análisis químico cuantitativo para preparar

soluciones de concentraciones definidas, por lo tanto este material es de gran exactitud. Existen fiolas desde

5 ml hasta 2000 ml, las más comunes son de 50, 100 y 250 ml.

5. Buretas: Son tubos largos, cilíndricos y graduados cuyo extremo inferior terminan en una llave de vidrio, la

llave sirve para controlar el flujo del líquido con el que se le llene. Su empleo se da en operaciones en que se

requiere medir volúmenes con gran exactitud, como son los análisis volumétricos cuantitativos.


Buretas

Antes de ser utilizados, las buretas deben de ser enjuagadas con el líquido a medirse. Existen buretas desde 1

ml (micro buretas) hasta 1000 mL. Pero las más comunes son de 10, 25, 50 y 100ml.

a) Materiales de Reacción: Sirven para efectuar reacciones de prueba en pequeñas cantidades.

Hay materiales para realizar diversos tipos de reacciones de combinación, de descomposición,

de calentamiento, etc.

1. Tubo de ensayo: Sirve para hacer reacciones en pruebas de pequeñas cantidades, hay de diferentes tamaños

y capacidades.

Se pueden encontrar tubos de varios tipos:

Tubos de Ensayos: También llamados tubos de prueba, son los tubos comunes de diferentes diámetros y

longitudes como son: 18 x 150 y 25 x 150mm.

Tubos de Ensayo

Tubos de Ignición: Son tubos pequeños generalmente de 14 x 100 mm de paredes gruesas que se emplea

para efectuar calentamiento a alta temperatura.


Tubo de Ignición

Tubos de salida Lateral: Son tubos especiales que tienen un pequeño ramal lateral cerca del borde, se

emplean para producir gases, para absorber los gases, para efectuar filtraciones al vacio.

Tubos de salida Lateral

Tubos Graduados: Son tubos de vidrio graduados, utilizados para medir volúmenes de gases y para casos

especiales. Comúnmente las graduaciones están en 0.1 cc y hay de diferentes capacidades.

Tubos en “U”: Son tubos de vidrio que tiene esta forma. Se emplean para hacer reacciones electroquímicas

en donde en cada extremo se coloca un electrodo.

Tubos en “U”

Tubos Thisle: Son tubos de vidrio especial que tiene la forma de una “b”. Se utilizan para determinar el

punto de fusión de una sustancia.

2. Vaso de precipitados o beaker: Sirven para efectuar reacciones con mayor cantidad de reactivos y en

sistema abierto, tiene la forma alta o baja con o sin graduación desde 10 mL hasta 2000 ml.


Vaso de precipitados o beaker

3. Matraces

Matraz Erlenmeyer: Son recipientes de forma cónica, fabricados de vidrio generalmente pírex. Su uso más

común es en titulaciones (análisis químico cuantitativo) debido a la facilidad que ofrecen para agitar la

solución, sin peligro de que esté se derrame, durante la titulación. Sin embargo, también se emplean para

efectuar filtraciones ataques, evaporaciones de soluciones capacidades, desde 25 hasta 2000 ml. Los más

usados son de 100 y 250 ml.

Matraces Erlenmeyer

Matraz Kitasato: Matraz de vidrio muy resistente que presenta una pequeña tubuladura lateral en el cuello y

sirve para realizar filtraciones al vacío.


4. Balones: Son de recipientes fabricados de vidrio pírex que constan de un cuerpo esférico y un cuello. S le

utiliza para realizar diversas reacciones químicas. Existen balones con capacidades desde 100mL hasta 2000

mL y se pueden encontrar balones de varios modelos:

Balones con Fondo Plano: Denominados “matraces” compuestos por un cuello largo y boca angosta o de

cuello angosto y corto y el de cuello con boca ancha. Los que tienen cuello largo se conocen como balones o

matraces de Florencia.

Balones de fondo plano

Balones con Fondo Redondo: Los balones de cuello largo constituyen el modelo clásico, empleados para

efectuar reacciones donde intervienen el calor también se disponen modelos con cuello corto.

Balones de fondo redondo

Balones de Destilación: Estos tienen fondo redondo con el cuello largo y un tubo lateral de salida, situado

en el cuello y ligeramente inclinado hacia abajo por donde saldrán los vapores. El otro tipo de balón de

destilación es el de Claisen que posee dos cuellos extra, usados para ciertas operaciones especiales de

destilación.

Balón de destilación Balón de Claisen

Balón de Reacción: Lo encontramos de forma esférica y corazón, tiene capacidad entre 100 ml hasta


3 000 mL, se puede someter a altas temperaturas entre 100 a 250 Celsius.

Balón de reacción

5. Lunas de reloj: Son discos de vidrio pírex de diferentes diámetros generalmente cóncavos. Se usan para

tapar los vasos de precipitados y así evitar salpicaduras para evaporar pequeñas cantidades de un líquido;

para realizar ensayos previos o de corta escala;

Luna de reloj

Para cristalizaciones, sublimaciones (poniendo como tapa otra luna de reloj) y pruebas de acidez, de

basicidad.

6. Retortas: Son de recipientes de vidrio en forma de pipa cerrada con o sin abertura en la parte superior si hay

abertura llevaría tapón de vidrio, la cual puede ser esmerilada o no. Tiene alta resistencia térmica y

mecánica; son empleadas para obtener productos volátiles y corrosivos.

Retorta

b) Materiales de filtración y Separación: Sirve para separar bases distintas y estos pueden ser:

1. Embudo: Cono terminado en vástago, sirve para filtrar por gravedad con ayuda de un cartucho de papel

filtro, algodón y algún medio filtrante.


Embudo Embudo Buhner

2. Pera o embudo de separación o decantación: Embudo con llave en el vástago y cerrado con tapa

esmerilada, sirve para separar fases líquidas.

Pera de decantación

3. Tubo de centrífuga: Tubo de ensayo con o sin tapa, terminado en punta con graduación que sirve para

separar fases por centrifugación.

Tubos para centrifuga

4. Papel Filtro: Es un papel de celulosa pura sin carga y sometida a procesos especiales, según el caso al que

se destine así por ejemplo, hay con cenizas taradas para efectuar análisis cuantitativos, resistentes a los

ácidos, a los álcalis, para filtrar precipitados gelatinosos, grasos, finos, etc.

El papel filtro se emplea cortando un círculo cuyo diámetro debe escogerse de tal modo que, una vez doblado

y colocado en el embudo, el borde superior de este quede más o menos 1 cm. Por encima del papel. Si se

trata de filtrar al vacío, el diámetro debe ser tal que encaje perfectamente dentro del embudo de Buchner, por

ningún motivo debe quedar doblado el papel filtro.


Papel filtro

5. Tamices Metálicos: Son mallas metálicas cuya superficie perforada permite efectuar la separación de

partículas o granos por tamaños. La magnitud de las perforaciones determina la clasificación de los tamices

la cual se realiza generalmente por escala numérica.

Tamices

6. Columna de Absorción o Cromatografías: Son columnas cilíndricas de vidrio con entrada y salida

apropiadas. Dentro de la columna se deposita una sustancia absorbente específica para un determinado

7. reactivo o sustancia en estado gaseoso o líquido. Este material absorbente separa los componentes de una

mezcla por la diferencia de absorción.

Cromatografía en columna

8. Extractores: El más conocido es el equipo de Soxhlet que se utiliza para extraer los componentes solubles

de un sólido con un solvente adecuado y así recuperan el compuesto útil de una muestra.


Equipo de Soxhlet

9. Equipo de Destilación: El equipo en si consta de un balón de destilación y un refrigerante o condensador. El

condensador fabricado de vidrio condensa los vapores que se desprenden del balón de destilación, ya que en

contracorriente por un tubo concéntrico circula agua fría o algún líquido refrigerante. Existen varios tipos de

condensadores, por ejemplo de Liebig (con Tubo condensador central recto) de serpentín o Graham (con

tubo condensador central en forma de serpentín o espiral) de bolas (con tubo condensador central en forma

de collar) de Friedrichs o inverso (con tubo condensador externo, el agua circula por el tubo interno) etc.

Equipo de destilación a nivel industrial

También en algunos casos, se utiliza una columna de fraccionamiento, la cual consiste en un tubo de vidrio

largo provisto de platillos o niveles de condensación que se interpone entre el balón de destilación y el

refrigerante, para realizar una destilación fraccionada.


c) Materiales de Calcinación y Desecación: Son materiales refractarios para someterse a altas temperaturas

son generalmente de arcilla, porcelana o platino, etc.

1. Crisol: Es un recipiente pequeño en forma de vaso de arcilla, porcelana o metal sirve para calcinar muestras

pueden tener tapa.

Crisoles

2. Cápsula: Fuente pequeña de porcelana, sirve para desecar o calcinar muestras a bajas temperaturas; hay de

varias dimensiones.

Capsula de porcelana

3. Cristalizadores: Son cilandros de vidrio de baja altura, sirven para cristalizar soluciones por evaporación a

temperatura ambiente hay de diversos diámetros y tamaños.

Cristalizadores

4. Desecadores: Depósito grande, dividido en dos partes por una parrilla, la inferior sirve para coloca

materiales higroscópicos ( como CaCl2, CuSO4. Anhidro, P2O5, silicagel, etc.) y la parte superior para poner

la sustancia a deshidratar.


Desecadores

d) Materiales para Soporte o Sostén: Son aquellos que sirven de soporte o apoyo para mayor seguridad

y mantenimiento en las diferentes instalaciones así como para mantenerlos fijos y en equilibrio.

1. Soporte universal: Es de estructura metálica, consiste en una varilla metálica de longitud variable enroscada

a una base de hierro que puede ser triangular o rectangular. Se utiliza para las diferentes instalaciones, para

sostener en posición fija los diversos materiales especialmente cuando se arman aparatos complicados como

un equipo de destilación.

Soporte Universal

2. Pinzas: Son sujetadores sirven para sujetar accesorios o materiales de laboratorio.

Existen varias clases de pinzas:

Equipo de destilación

Equipo de destilación a nivel industrial


También en algunos casos, se utiliza una columna de fraccionamiento, la cual consiste en un tubo de vidrio

largo provisto de platillos o niveles de condensación que se interpone entre el balón de destilación y el

refrigerante, para realizar una destilación fraccionada.

e) Materiales de Calcinación y Desecación: Son materiales refractarios para someterse a altas temperaturas

son generalmente de arcilla, porcelana o platino, etc.

5. Crisol: Es un recipiente pequeño en forma de vaso de arcilla, porcelana o metal sirve para calcinar muestras

pueden tener tapa.

Crisoles

6. Cápsula: Fuente pequeña de porcelana, sirve para desecar o calcinar muestras a bajas temperaturas; hay de

varias dimensiones.

Capsula de porcelana

7. Cristalizadores: Son cilandros de vidrio de baja altura, sirven para cristalizar soluciones por evaporación a

temperatura ambiente hay de diversos diámetros y tamaños.

Cristalizadores


8. Desecadores: Depósito grande, dividido en dos partes por una parrilla, la inferior sirve para coloca

materiales higroscópicos ( como CaCl2, CuSO4. Anhidro, P2O5, silicagel, etc.) y la parte superior para poner

la sustancia a deshidratar.

Desecadores

f) Materiales para Soporte o Sostén: Son aquellos que sirven de soporte o apoyo para mayor seguridad

y mantenimiento en las diferentes instalaciones así como para mantenerlos fijos y en equilibrio.

3. Soporte universal: Es de estructura metálica, consiste en una varilla metálica de longitud variable enroscada

a una base de hierro que puede ser triangular o rectangular. Se utiliza para las diferentes instalaciones, para

sostener en posición fija los diversos materiales especialmente cuando se arman aparatos complicados como

un equipo de destilación.

Soporte Universal

4. Pinzas: Son sujetadores sirven para sujetar accesorios o materiales de laboratorio.

Existen varias clases de pinzas:

5. Pinzas para Crisoles: Son de material metálico tienen forma de una tijera, sirven para sujetar al crisol en

una operación de calentamiento, además para manipular al crisol en la mufla en una operación de

calcinación.


Pinzas para crisoles

6. Pinzas para Vasos de Precipitados: Son pinzas destinadas a manipular vasos, cuando estos se encuentran

calientes, tienen la forma de una tijera y son de estructura metálica.

Pinza para vasos

7. Pinza para tubos de Ensayo: Son de estructura metálica, sirven para el manejo de tubos de ensayo cuando

son sometidos a la acción del calor.

Pinzas para tubos

8. Pinzas para matraz.-


Pinzas para matraz

9. Pinzas para Pesas: Son instrumentos a manea de tenacillas de estructura metálica. Sirven para coger o

sujetar las pesas pequeñas que se usan en una operación de pesada y para ser colocados en el centro del

platillo de la balanza.

Pinzas para pesas

10. Pinza de Mohr o de Presión: Son de estructura metálica, sirven para controlar el flujo de un fluido que

circula a través de un tubo de goma.

Pinza de Mohr

11. Pinzas de Hoffman o de Tornillo: Son de metal, se utilizan en forma similar a la anterior, con la diferencia

de que es más precisa en el control de flujo por poseer un anillo graduable.


Pinzas de Hoffman o de Tornillo

12. Pinzas para Buretas: Son metálicas con mordazas de jebe, se sujeta al soporte universal. Se utilizan para

soportar buretas (una o dos según el tipo) en forma vertical.

Pinzas para Buretas

13. Nueces o Tenazas: Son de estructura metálica sirve para realizar diferentes conexiones de instrumentos,

como: aros, varillas metálicas, etc, al soporte universal,

Pueden ser fijas y giratorias.

Nueces o Tenazas

14. Aros Metálicos: Son de naturaleza metálica formando por un anillo circular soldado a una varilla delgada

del mismo material. Estos se sujetan a los soportes universales con una nuez. Sirven para sostener objetos

que tienen alguna parte esférica como un matraz redondo, embudos, etc.


Aros metálicos

15. Gradillas para Tubos de Ensayo: Son de metal o de madera. Es una especie de escalerilla portátil y

sencilla. Sirve para portar tubos de ensayo durante el trabajo de laboratorio.

Gradillas

16. Porta Embudos: Son de madera tiene una base de madera y una varilla, en la cual se sujeta una madera

ahuecada para sostener embudos o peras de decantación.

Porta tubos

17. Trípode: Accesorio metálico, formado por un anillo circular apoyado en tres patas equidistantes, que son

varillas delgadas. Sirven para colocar sobre la rejilla metálica o de asbesto en una operación de

calentamiento.


Trípode

18. Rejillas: Son mallas metálicas hechas de alambre de hierro estañado, las de mayor uso son de 15 x 15 cm.

19. Rejillas Metálicas: Construidas de delgados alambres entrelazados, sirve como soporte del recipiente que

puede ser utilizado como el caso de las rejillas de asesto.

Malla metálica

20. Rejillas con Centro Ceramico: Son similares a las rejillas metálicas, pero posee en la parte central una

sustancia llamada asbesto. Se utiliza para difundir la llama producida por un mechero en una operación de

calentamiento, obteniendo un calentamiento suave y uniforme, además se consigue evitar los cambios

bruscos de temperatura. Se coloca sobre el trípode.

Malla con centro ceramico

21. Triángulo Refractario: Esta constituido de dos partes, una de metal y la otra de un material refractario

como la porcelana, el cual cubre en forma de tubo concéntrico a un triángulo de metal. Se usa para sostener a


los crisoles en el trípode durante el calentamiento o la calcinación.

Triángulo Refractario

g) Materiales para Usos Diversos:

1. Varillas de Vidrio o Baguetas: Son varillas gruesas de vidrio de 3, 5, y 7 mm de diámetro y de largo

conveniente, con ambos extremos redondeados. Las baguetas sirven para agitar y trasvasar líquidos. La

varilla “policía” es la que tiene un trozo de 3 cm. de tubo de goma en uno de sus extremos,

convenientemente fijado; es emplea para desprender partículas de precipitados, que no es posible removerlo

con chorros de agua de la pizeta. Por precaución, la varilla de goma no debe ser empleada para agitar, ni se la

debe dejar en la solución.

Varillas de vidrio baguetas

2. Piedras de Ebullición: Son perlas de vidrio, cuya finalidad es romper la tensión superficial de un líquido,

antes de que este hierva y así, evitar las proyecciones.

Perlas de vidrio

3. Pizetas: Son frascos de plástico o polietileno, algunas veces de vidrio, con sifón; en el que se llena agua

destilada y permiten emplearla fácilmente para lavar precipitados o para diluir precipitados.


Pizetas

4. Frascos Goteros o Cuentagotas: Son frascos de vidrio o plástico diseñados especialmente para dosificar

pequeños volúmenes (gotas) de reactivos o sustancias liquidas.

Frascos Goteros

5. Espátulas: Son instrumentos de forma plana, alargada, de metal y con bordes afilados, provistos de un

mango de madera. Sirven para coger, trasladar o transportar muestras sólidas o reactivos químicos puros,

durante la operación de pesada en una balanza.

Espátula

6. Trampa de Vació o Trampa de Agua: Es un dispositivo metálico o de vidrio utilizado para producir vació

parcial dentro de un sistema, mediante el flujo continuo de agua, la cual produce una diferencia de cargas, y

por consiguiente un vació en el cuerpo de la trampa y esta depende de la velocidad de flujo. Posee dos

entradas, una para el líquido y otra para realizar la succión de aire con una salida común.

7. Tubos de Goma o Mangueras: Tienen una gran utilidad en las conexiones en cualquier dirección, de algún

fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la calidad del material construido.


Mangueras

8. Morteros: Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de porcelana, de acero u otro tipo

de material duro. Consta de dos partes: el mazo o pistilo y el mortero propiamente dicho que es el recipiente

donde se opera. Los morteros se emplean reducir de tamaño, triturar, pulverizar pequeñas cantidades de

muestra sólida por percusión. Existen varios tipos de morteros y algunos son:

Morteros de Acero: Fabricados de una aleación de fierro y otros metales, se usan para disgregar minerales y

rocas en estado sólido.

Morteros de Porcelana: Aquellos que no tienen barniz interiormente, se aprovecha su aspereza para un

mejor desmenuzado.

Morteros de Vidrio: Utilizado en donde se requiere gran pureza y limpieza de sustancias o cuerpos sólidos

menos duros que el vidrio.


Morteros de Ágata: Son morteros de mucha dureza y mayor calidad, se les utiliza para pulverizar las

muestras de mayor valor.

2.3. Instrumentos de Laboratorio.

Son aquellos instrumentos mecánicos o eléctricos, simples o complejos que se utilizan en el laboratorio. A

continuación mencionaremos los más comunes.

a. Balanzas: Son instrumentos diseñados para la determinación de masa de diversas sustancias. Se dispone de

diversos tipos o modelos de balanzas, entre las que tenemos: balanza analítica, balanza técnica y balanza

electrónica.

Balanza Analítica Balanza digital

b. Densímetros o Aerómetros: Son tubos de vidrio cerrados, de forma especial, con un lastre en su parte

inferior para mantenerlos verticales y una escala impresa en su parte interior. Estas escalas están graduadas

para líquidos de mayor o menor densidad que el agua. El densímetro se hace flotar en el líquido cuya


densidad se desea medir y el enrase del menisco observado de la superficie libre sobre la escala graduada nos

dará la densidad respectiva.

Aerómetros y Densímetros

c. Termómetros: Son instrumentos destinados a medir temperaturas con escalas en grados centígrados o

Fahrenheit (ºC o ºF). El tipo más usual es aquel que tiene graduaciones desde -10 ºC hasta 200 ºC. Son

utilizados generalmente en operaciones de destilación, determinaciones de puntos de fusión y ebullición,

temperaturas de reacción, etc.

Termómetros de Mercurio Termómetro de alcohol

d. pH−metro: Es un aparato que mide la concentración de iones hidrógeno (H+), es decir, el pH de una

solución. Posee electrodos, los cuales debe estar en contacto con los iones disueltos de la solución, para

luego transmitir una fuerza electromotriz y reportar datos que relacionan la concentración de la solución,

expresada directamente en pH.

pH- metro

e. Conductímetro: Es un aparato que mide la conductividad, es decir medida de la capacidad de una

disolución acuosa para transportar la corriente eléctrica.


Conductímetros

f. Mecheros: Son aparatos destinados a quemar combustible. Los de uso general en el laboratorio son de vidrio

y de metal. El primero se emplea para quemar alcohol (mechero de alcohol) y el segundo para quemar gas

(mechero de Bunsen).

Mechero de alcohol Mechero Bunsen

g. Mufla Eléctrica: Es una cámara cerrada, construida de material refractario. En la puerta anterior tiene un

agujero de observación. Funciona a electricidad para producir calefacción. Le temperatura máxima es de

1200ºC, en lo posibles debe poseer un termómetro o termocupla.

Mufla

h. Planchas Eléctricas: Se utilizan para calentamiento y evaporación de soluciones. Para protegerse de los

humos, vapores y derrame de líquidos corrosivos, los elementos calefactores y los conductores internos

están cubiertos y aislados convenientemente.


Planta eléctrica

i. Estufas Eléctricas: Sirven para secar precipitados o sustancias sólidas a temperaturas relativamente bajas,

por calefacción eléctrica funcionan desde la temperatura ambiente hasta 250 ó 300 ºC, tienen un

termorregulador, que cumple la función de regular la temperatura del aparato.

Estufa

j. Cocinilla Eléctrica: Cocina eléctrica con resistencias. Sirve para calentar líquidos con ayuda de una rejilla

de asbesto.

Cocinilla

k. Baño María:Aparato que consiste en un recipiente con resistencia eléctrica, en el recipiente se coloca agua,

la que se calienta, produciendo un baño caliente. Existen baños María que permiten regular la temperatura

del baño mismo.


Baño maría

l. Baño de Arena: Aparato que consta de un recipiente que contiene arena, debajo del cual hay una resistencia

eléctrica que permite calentar.

Baño de arena

2.4. Reactivos Químicos.

Los reactivos químicos son las sustancias empleadas en el laboratorio para hacer reacciones de pruebas,

analíticas u otras. Los reactivos químicos se pueden clasificar de dos maneras.

c. Por su Naturaleza.

a. Reactivos Inorgánicos: Son de naturaleza inorgánica, con pocas excepciones. Se puede clasificar como:

Ácidos: Ácidos inorgánicos, que se almacenan como soluciones acuosas concentradas. Se incluyen algunos

ácidos orgánicos.

Sales e Hidróxidos: Sólidos que se clasifican de acuerdo al catión de las sales o de los hidróxidos.

Elementos Puros: Sustancias en estado elemental, generalmente inestables. Se debe tener especial cuidado

con su almacenaje, mantenerlos en queroseno.

b. Reactivos Orgánicos: Son de naturaleza orgánica, generalmente sólidos. Se puede clasificar como:

Ácidos Orgánicos: Sólidos como el ácido cítrico, acido oxálico, acido málico, Acido benzoico, etc.

Solventes: Líquidos como el benceno, éter, alcohol etílico, acetona, etc

Indicadores: Sustancias que se comportan diferente frente a ácidos y bases, por ejemplo: fenolftaleína,

anaranjado de metilo, rojo de metilo, etc.

c. Productos Químicos: Productos auxiliares, no clasificados, de diversa naturaleza. Tales como arena,

silicagel, carbón activado, piedra pómez, etc.


2.4.2. Por su Pureza.

Reactivos Pro−Análisis (P.A.): Son reactivos de alta pureza, usados para realizar análisis y reacciones

cuantitativas en trabajos de investigación.

Reactivos Químicamente Puro (Q.P.): Son reactivos de menor pureza que los anteriores, se usa para

reacciones semi-cuantitativas y experimentos afines.

Productos Técnicos: Son productos comerciales químicos de baja pureza, se usan para reacciones comunes.

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a. Materiales

IV. REPORTE DE RESULTADOS

Experimento Nº 1

Ordenar los materiales de laboratorio de acuerdo a su función.

Describir sus características de cada uno de ellos

Dibujar los materiales de laboratorio

Experimento Nº 2

Nº Materiales Capacidad

mL

Temperatur

a de Trabajo

Márgenes

de Error

1 Probeta

2 Vaso

3 Matraz

4 Pipeta Volumétrica

5 Pipeta Gravimétrica

6 Fiola

V. CUESTIONARIO

1. ¿Cómo se clasifican los materiales de laboratorio?

2. Elabore un cuadro indicando qué elementos y sustancias intervienen en la fabricación:

Materiales de vidrio

Materiales de porcelana

Materiales de plástico

3. Defina brevemente las siguientes palabras:

Aforado

Esmerilado

4. Graduado

5. Menciona los materiales de laboratorio usados para:

Medir volumen__________________________________________________________

Determinar la masa de una sustancia__________________________________________

Calentar________________________________________________________________

Medir líquidos con precisión _______________________________________________

Limitar la salida de los líquidos no miscibles ____________________________________


6. Indique en qué tipo de recipientes se deben almacenar soluciones:

a) Muy básicas.

b) Inestables a la luz.

7. Elija un reactivo específico de los mencionados por el profesor durante la sesión y anote la

información que contiene la etiqueta que acompaña al recipiente.

8. ¿Cuáles son las características de los materiales de laboratorio? Por ejemplo: exactitud,

resistencia a la temperatura, etc.

9. Haz un dibujo y nombra el siguiente material de laboratorio: matraz Erlenmeyer, pizeta, matraz

aforado, vidrio de reloj, pipeta volumétrica y pipeta graduada.

10. Escribe el nombre del siguiente material de laboratorio:

11. ¿Qué tipo de polímeros se emplean en la fabricación de materiales de laboratorio, mencione las

ventajas y desventajas comparativas en relación a las materiales tradicionales, vidrio porcelana,

metal.

12. ¿Qué materiales emplearías al preparar un montaje para generar y recoger gases?

13. ¿Qué pasos o acciones realizas para calentar en los tubos de ensayo?

VII. BIBLIOGRAFIA

1. SERIE CONCIENCIA. Química. Grupo editorial Norma Perú 2005.

2. RALPH A. BURNS, Fundamentos de Química. Segunda edición. Prentice Hall Hispanoamericana,

S.A. México 1996.

3. CHANG RAYMOND, Química Séptima edición. Editorial. Mc Graw Hill. México 2005.

4. http://www.monografias.com/trabajos93/materiales-e-instrumentos-laboratorio/materiales-e-

instrumentos-laboratorio.shtml

PRÁCTICA Nº 2

MEDICIÓN Y TIPOS DE ERRORES

I. OBJETIVOS.

Conocer las técnicas usadas en la determinación de las diferentes clases de magnitudes susceptibles

http://www.monografias.com/trabajos5/natlu/natlu.shtml

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


de ser medidas, tales como la longitud, masa, tiempo, temperatura y presión.

Efectuar las medidas con la mayor precisión y exactitud.

Aprender a medir volúmenes.


2.1 Medición: En el campo químico, las mediciones son las observaciones cuantitativas. Toda medición consta

de dos partes: un número y una unidad, ambos son necesarios para que la medición tenga significado.

Los elementos observables fundamentales, de los que pueden derivarse todos los demás, son la longitud, la

masa y el tiempo. Una vez que se ha seleccionado lo observable, deben asignarse las unidades de medición

para los tres.

A la unidad de medida también se le denomina patrón de medidas y debe cumplir tres condiciones:

Debe reproducirse fácilmente.

Debe ser universal.

Debe ser inalterable.

Debe tenerse en cuenta lo que viene a ser el error de medida, que está en función del operador y del

instrumento de medida.

2.2. Error: Es la diferencia entre el valor obtenido o medido durante la práctica y el valor verdadero o real.

Afectan a cualquier instrumento de medición y puede deberse a diversas causas, pero que se pueden prever,

calcular o anular mediante calibraciones y la experiencia del experimentador.

Se conocen dos clases de errores: absoluto y relativo.

a. Error absoluto: Es la diferencia entre el valor medido (Vm) y el valor real (Vr) puede ser por exceso (error

positivo) o por defecto (error negativo).

Error Absoluto=Valormedido−Valor real

E .|¿|Vm−Vr

b. Error relativo: Es el cociente obtenido de dividir el error absoluto por el valor verdadero (Vr).

Frecuentemente se expresa en forma de porcentaje, denominado porcentaje de error, y es este error el que

nos da la exactitud de la medida.

Error relativo= Error absolutoValor real

Error relativo=E . |¿|Vr

¿

% de Error=Error relativo x100

III. PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

Probetas

Fiola

Pipeta Gravimétrica

Pipeta Volumétrica

Matraz

Tapón de jebe

Tapa de plástico

Moneda

Densímetros

Vasos de pp


Pizetas Picnómetro

a. Reactivos

Alcohol comercial: C2H5OH

Cloruro de Sodio: NaCl(s)

Agua destilada H2O(l)

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1.Determinación de la masa para muestras sólidas

Determinar las masas de 03 objetos diferentes:

tapón de jebe

tapa de plástico

una moneda

Teniendo en cuenta las reglas para el uso de las balanzas, proceda a pesar.

Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas:

Balanza analítica(Valor verdadero)

Balanza normal (Valor estimado)

Experimento Nº 2. Medición de Líquidos

Observar la capacidad de cada material volumétrico y llenar el cuadro

Realizar las siguientes mediciones

Nº MaterialesMedir

mL

Capacidad

mL

1 Probeta 50

2 Vaso 150

3 Matraz 100

4 Pipeta Volumétrica 10

5 Pipeta Gravimétrica 3

6 Fiola 50

Experiencia Nº 3. Medición de la Densidad

1. Determinación de Densidad de sólidos

Métodos: Probeta ó Desplazamiento

Muestra: Cloruro de sodio NaCl (s).

En una probeta limpia colocar un volumen de 30 ml de etanol exactamente medido (V1)

Pesar exactamente 2 g de Cloruro de sodio NaCl (s).

Introducir el sólido en la probeta, se observará un desplazamiento del volumen de etanol (V2)


Que corresponde al volumen del sólido (V) , el cual se encuentra por diferencia. V = V2 – V1

2. Determinación de Densidad de Líquidos

1. Método de la Probeta:

a) Densidad del agua

Pesar una probeta limpia y seca, luego llenar con agua destilada hasta un volumen de 50 mL

Utilizar la pizeta y ajustar el menisco, vuelva a pesar la probeta pero esta vez más el agua.

Encuentre la masa del peso de agua por diferencia de masas.

b) Densidad del Etanol

Pesar una probeta limpia y seca, luego llenar con etanol hasta un volumen de 50 mL Utilizar la pizeta y

ajustar el menisco, vuelva a pesar la probeta pero esta vez más el alcohol.

Encuentre la masa del peso del etanol por diferencia de masas.

2. Método del Alcoholímetro:

En una probeta de 100 ml colocar 80 ml de alcohol (sustancia problema).

Sumergir el densímetro en la sustancia problema y antes de dejarlo en libertad, se deberá de darle un

movimiento rotacional, evitando que se adhiera a las paredes de la probeta.

La lectura se tomará a la altura del menisco que corta el vástago del densímetro. Antes de usar el densímetro

para otras muestras se debe de lavar y secar.

Utilizando la fórmula adecuada determinar la densidad relativa ó peso específico.

ρ20 °C= ρt+ c

ρ20ºC= Densidad a 20 º C

ρt = Densidad leída en el alcoholímetro

c= factor de corrección

Tabla N° Correcciones de temperatura aplicables a los densímetros calibrados a una temperatura de

referencia de 20°C (68°F) o 15°C (59°F)

Estas

correcciones, aplicadas a la lectura de un densímetro para una temperatura T °C son la densidad del líquido

en kg/m³ o en g/ml a T °C.

3. Método del Picnómetro

Para utilizar el picnómetro primero se le debe de calibrar (conocer su volumen exacto).

Pesar el picnómetro limpio y seco con su tapa respectiva.


Llenar el picnómetro con agua destilada tomar la temperatura del agua y enrasar.

Pesar el picnómetro con el agua.

Calcular por diferencia de peso (masa) de agua contenida en el picnómetro de la siguiente manera:

MH2O = (Mpic + H2O) - Mpic

De tablas obtener la densidad del agua

Utilizar la densidad obtenida para corregir la densidad en el experimento 3.b.

Calcular el volumen del líquido agua contenida en el picnómetro con la siguiente fórmula:

Vpic =MH 2Oenel pic .DH 2Oalatemp leida

.

Llenar el picnómetro con la muestra problema (etanol) dada por el profesor y repita los pasos anteriores para

hallar la densidad.

V. REPORTE DE RESULTADOS

Experimento N° 1

Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas, en la balanza analítica (Valor verdadero) y

en la otra balanza (el valor estimado), calcular el porcentaje de error.

Objetos

(Valor Verdadero)

Balanza analítica

(0.0001gr)

(Valor Estimado)

Balanzadigital

(0.01 gr)

Diferencia % error

Tapón de jebe

Tapa de plástico

Moneda

%Error = (Valor Verdadero- Valor Estimado)x100

(Valor Verdadero)

Experimento N° 2

Anotar las observaciones de cada material volumétrico

Nº MaterialesCapacidad

mLObservaciones

1 Probeta

2 Vaso

3 Matraz

4 Pipeta Volumétrica

5 Pipeta Gravimétrica

6 Fiola

Experimento N° 3


Determinación de Densidad de sólidos

Determinar la densidad del Cloruro de Sodio

Determinación de Densidad de Líquidos

1) Método de la Probeta

Calcular la densidad del agua.

Calcular la densidad del etanol.

2) Método del Picnómetro

Calcular la densidad del agua

VI. CUESTIONARIO

1. ¿Qué métodos usados en el laboratorio para determinar densidad, se basan en el principio de Arquímedes?

Menciónalos.

2. ¿Qué es Densidad Absoluta y qué Densidad Relativa?

3. ¿Con un ejemplo describa la importancia de la densidad en los procesos industriales?

4. ¿Por qué los instrumentos de medición de volúmenes llevan registrados generalmente la temperatura de

20oC?

5. ¿Describa las diferencias entre precisión y exactitud?

6. Es correcto pesar objetos calientes. ¿ Porque?.

7. ¿Cómo se puede reducir la inexactitud al medir volúmenes?

8. ¿Qué es la convexidad del menisco?

9. Influye la presión y temperatura en la densidad de gases, líquidos y sólidos ¿Por qué?

10. ¿Cómo se determina la densidad de un gas? ¿Qué factores afectan la densidad de los gases?

VII. BIBLIOGRAFIA


S.A. México 1996.

2. CHANG RAYMOND, Química. Séptima edición Editorial. Mc Graw Hill. México 2000.


4. JUDITH SÁNCHEZ E, MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S. Química I Libro

de Texto Básico.


PRÁCTICA Nº 3

OPERACIONES BÁSICAS EN EL LABORATORIO

I. OBJETIVOS

Efectuar un estudio y reconocimiento de algunas técnicas de operaciones básicas, empleadas frecuentemente

en los trabajos de laboratorio.

Efectuar la separación de los componentes mezclas homogéneas y heterogéneas.

Adquirir destreza y habilidad en la manipulación de los materiales usados en las distintas operaciones básicas

del laboratorio.


El trabajo continuo en un laboratorio de química se basa en ciertas técnicas a las que suele llamarse

operaciones básicas debido a que se repiten constantemente. Difieren unas de otras por su simplicidad o

complejidad.

A continuación detallamos algunas definiciones de las operaciones básicas en el laboratorio de

química.


1. Pulverización: Operación utilizada para reducir de tamaño los cuerpos sólidos relativamente grandes por

medio de pequeños molinos o morteros de acuerdo a las características del material. Seguidamente de esta

operación se hace uso de tamices para la separación de acuerdo al tamaño de la partícula.

2. Precipitación (pp.): Es la formación de un sólido (sustancia insoluble) en una disolución. Esto ocurre cundo

dos soluciones diferentes se mezclan o cuando tiene lugar una reacción química y el producto o uno de los

productos es el sólido insoluble en el solvente o agua en que se encuentra, el sólido generalmente aparece

como una suspensión o en casos especiales como un coloide.

3. Decantación: Operación que consiste en dejar en reposo una solución que contiene un precipitado con el

objeto de que el insoluble se deposite en el fondo del recipiente por influencia de la fuerza de la gravedad y

el líquido sobrenadante puede ser separado por simple escurrimiento.

4. Filtración: Es la operación que consiste en separar los componentes de una mezcla heterogénea

(Sólido – Líquido) a través de un medio poroso papel filtro que retengan las partículas sólidas, en esta

operación se emplea como material embudo, bagueta, porta embudo, papel filtro que se fija al embudo con


ayuda del agua destilada para trasvasar el contenido se ayuda con la bagueta. El sólido adherido al papel

filtro se denomina residuo y el líquido que pasa se llama filtrado.

5. Disolución: Cuando una sustancia sólida, líquida o gaseosa se solubiliza en un solvente o disolvente

quedando una solución homogénea.

6. Centrifugación: Método de separación de difícil filtración de una mezcla, tiene la ventaja de no requerir

papel filtro, es una operación muy rápida, las partículas sólidas suspendidas en el líquido se depositan en el

fondo del recipiente, mientras que las ligeras sobrenadan, por acción de la fuerza centrífuga.

7. Evaporación: Consiste en hacer pasar una sustancia en estado líquido al estado de vapor, operación que se

realiza a temperatura ambiente o a mayor temperatura, operación que se realiza a temperatura ambiente o a

mayor temperatura. Se emplea generalmente con la finalidad de concentrar una disolución.


8. Lavado: Consiste en la eliminación de sustancias solubles que impurifican el precipitado. La naturaleza del

líquido de lavado depende de la solubilidad y propiedades químicas del precipitado, de la impureza que se

han de eliminar y de la influencia que debe tener la solución del lavado que queda con el precipitado en los

tratamientos posteriores del mismo antes de la pesada.

9. Desecación: Operaciones que consisten en eliminar en contenido de humedad de los precipitados obtenidos

al filtrar una mezcla o de materias que tienen agua incluida, mediante la acción del calor producido en la

estufa. Corrientemente se llama secado cuando la temperatura empleada no excede de los 200 °C y se realiza

en la estufa.

10. Calcinación: Operación muy similar a la desecación, con la diferencia que se emplea para descomponer la

materia orgánica, obteniendo un residuo blanco denominado cenizas. Operación que emplea temperaturas

superiores a 250 °C y se efectúa en la mufla.

11. Destilación: Operación que se utiliza para separar de una sustancia líquida volátil de una mezcla homogénea

(líquidos miscibles), mediante el paso de uno de los componentes del estado líquido al estado gaseoso

(evaporación), producido por el calentamiento; y posteriormente al estado líquido (condensación), producido


por la refrigeración. Esta operación se fundamenta en la diferencia del punto de ebullición de las sustancias a

separarse. Existen varios tipos: destilación simple, destilación fraccionada, destilación al vacío, etc.

a. Destilación Simple: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida o de un sólido en

solución, los componentes deben poseer puntos de ebullición inferiores a 150 ºC y estos deben de diferir

ampliamente entre sí, más de 25 ºC.

b. Destilación Fraccionada: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida, cuando los puntos

de ebullición de los componentes son muy cercanos entre sí, menos de 25 ºC. En este tipo de destilación se

utiliza una columna de fraccionamiento.

c. Destilación al Vació o a Presión Reducida: Se utiliza para separar líquidos con un punto de ebullición

superior a 150 ºC o que se descompone a alta temperatura. Como un líquido hierve cuando su presión de

vapor iguala a la presión externa, se puede reducir el punto de ebullición disminuyendo la presión a la que se

destila.


12. Extracción: Esta operación consiste en la separación de un componente de una mezcla, sólida o líquida,

mediante el empleo de un solvente, es decir, la mezcla se trata con un solvente que disuelva solamente uno

de los componentes o algunos de ellos. Por tanto, la extracción se basa en el reparto selectivo del soluto entre

dos fases no miscibles, que pueden ser una acuosa y una orgánica. Los solventes frecuentemente empleados

son: acetona, benceno, éter, alcohol, etc. Existen dos tipos de extracciones:

13. Cromatografía: Es una técnica sumamente eficaz de separación analítica, basada en la distribución de los

componentes de la mezcla entre dos fases inmiscibles: una fase móvil, que transporta las sustancias que se

separan y que progresa en relación con la fase estacionaria. La fase móvil puede ser un liquida o un gas y la

estacionaria puede ser un sólido o un líquido. Existen varios tipos de cromatografía: cromatografía en papel,

en capa delgada o fina, en columna, por intercambio iónico, de gases, etc.

14. Cristalización: Método empleado para separar sustancias de sus disoluciones en forma de cristales

geométricos. Se funda en que la mayoría de los sólidos, son más solubles en caliente que en frío o a la


inversa. Operación que se utiliza para obtener sustancias sólidas de alta pureza, formadas por partículas de

tamaño uniforme.

c. Sublimación y Deposición: Operación que consiste en separar una sustancia de una mezcla que se encuentra

en estado sólido. La sublimación es el proceso por el cual las moléculas pasan directamente de sólido a

vapor, sin pasar por el estado líquido, y el proceso inverso (de vapor directamente a sólido) se llama

deposición. Los sólidos tiene presiones de vapores al igual que los líquidos, pero su valor es muy inferior.


Materiales.

Lunas de reloj

Embudos

Papel filtro

Matraz Erlenmeyer

Algodón

Pizetas

Baguetas

Porta embudos

Mortero

Soporte universal

Nuez con aro

Centrífuga

Reactivos.

Cloruro de sodio NaCl(s)


Oxido de Silicio (Arena) SiO(s)

Sulfato de Cobre pentahidratado CuSO4*5H2O(s)

Nitrato de Plata AgNO3(ac) 0.1M


Experimento Nº 1: Operaciones Básicas del Laboratorio

a) Pulverización

En un mortero de porcelana colocar 1 g de Cloruro de sodio NaCl (s) y 1 g arena SiO(s), pulverizar hasta

obtener polvo fino.

b) Disolución

Transferir la muestra pulverizada a un vaso de precipitado y agregar 20 ml de agua destilada, agitar y

observar.

c) Filtración

Armar el equipo de filtración, filtrar la solución, quedando en el papel filtro la sustancia insoluble.

Del filtrado obtenido tomar 2 ml y colocar en un tubo de ensayo para la parte (e ) , el resto de la solución

colocarla en una cápsula de porcelana para la parte

d) Cristalización

Evaporar el líquido contenido en la cápsula para obtener los cristales del producto obtenido.

e) Precipitación

La solución que fue separada en la parte (c), agregar 8 a 10 gotas de solución de AgNO 3 (ac) 0.1 M, agitar y

observar.

a) Centrifugación

Separar el precipitado formado, utilizando la centrífuga.

b) Deshidratación

Colocar algunos cristales del sulfato de cobre pentahidratado CuSO4*5H2O(s), en un tubo de ensayo limpio y

seco. Caliente con cuidado directamente a la llama del mechero. Observe y explique.


Explicar en la siguiente tabla todas las operaciones básicas que se realizaron en el laboratorio.

Proceso Resultados

a) Pulverización

b) Disolución

c) Filtración

d) Cristalización

e) Precipitación

f) Centrifugación

g) Deshidratación


VI. CUESTIONARIO

1. ¿Qué procedimientos utilizarías para separar una mezcla de alcohol y agua?

2. ¿Cómo podrías separar los componentes de la leche?

3. ¿Cómo funciona una centrífuga y cuál es la importancia que tiene.

4. ¿Cómo se podría separar las limaduras de hierro del azufre en polvo?

5. Será adecuado separar la sal común del agua mediante el proceso de decantación?

6. ¿Por qué es mejor pulverizar una sustancia antes de preparar una solución?

7. ¿Qué factores favorecen la Disolución?

8. ¿Explique usted porque se produce un precipitado durante una reacción química?

9. En una experiencia de Deshidratación, (perdida de agua) si se prolonga el calentamiento podría producirse

alguna otra transformación?

10. Qué diferencia hay entre Deshidratación y Desecación?

11. Nombrar los tipos de cristalización

VII. BIBLIOGRAFIA


S.A. México 1996.


3. SERIE CONCIENCIA. Química .Grupo editorial Norma Perú 2005.

4. JUDITH SÁNCHEZ E,MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S. Química I Libro

de Texto Básico.

5. BROW, LE MAY BURSTEN Química. Prentice – Hall, México 1997.

6. WHITTEN KENNETH Química General. Mc Graw Hill, Madrid España 1998.

7. HARRIS DANIEL Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana, México.


PRÁCTICA Nº 4

TABLA PERIÓDICA: PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

I. OBJETIVOS:

Estudiar y correlacionar las propiedades de elementos conocidos y vistos como un grupo o familia.

Balancear las diferentes ecuaciones químicas iónicas y moleculares, correspondientes a las diferentes reacciones

químicas.


2.1.Tabla Periódica:

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev, publicó una tabla de los elementos a la que llamo Tabla

Periódica, donde mostró que las propiedades de los elementos se repiten periódicamente a intervalos

regulares. Este hecho se conoce hoy en día como la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas

observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como sigue: cuando los elementos se

acomodan en orden creciente de sus números atómicos, muestran propiedades similares periódicamente. Todos

los elementos están ordenados de acuerdo con el valor creciente de sus pesos atómicos, formando hileras

horizontales llamados periodos, con propiedades físicas y químicas.

Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas (ordenamiento electrónico

del átomo en su estado basal), en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia

con respecto al núcleo.


a. Energía de Ionización: La primera energía de ionización o primer potencial de ionización (EI-1) es la

cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón en lazado con menor fuerza en un

átomo aislado para formar un ión con carga (+1). La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de

energía que se requiere para desplazar al segundo electrón. Para un elemento dado, (EI2) siempre es mayor

que (EI1) porque siempre es más difícil desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que al átomo

neutro correspondiente. La energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a

derecha en un periodo. Los elementos con energía de ionización baja forman compuestos iónicos al perder

electrones, dando lugar a iones con cargas positivas (cationes). Los elementos con energía de ionización

intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares (covalentes) compartiendo electrones con otros

elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta a menudo ganan electrones para formar iones

con cargas negativas (aniones).

b. Afinidad Electrónica: La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la cantidad de energía que se absorbe

cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga −1. Los elementos con

afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones).

La afinidad electrónica se hace más negativa de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en

un periodo.


c. Electronegatividad: La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer

electrones hacia si cuando se combina químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los

elementos se expresan en la escala de Pauling. La electronegatividad del Flúor es la más alta de todas, esto

indica que cuando el ión flúor esta enlazado químicamente con otros elementos, muestra mayor tendencia de

atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. La electronegatividad aumenta de abajo

hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo.

d. Carácter Metálico: El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y de derecha a izquierda

en un periodo. Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea zig− zag son metales (con excepción

del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. Los elementos adyacentes a

esta línea suelen llamarse metaloides porque muestran propiedades características tanto de metales como de

no metales.

e. Comportamiento Anfótero: Es la capacidad de una sustancia para comportarse como ácido o como base.

Por ejemplo:



Materiales

Vaso de pp

Probeta

Pizeta

Tubos de ensayo

Gradilla para tubos

Pipetas

Cocinilla

Pinza para vasos

Pinza para tubos

Reactivos

Sodio Na(s)

Magnesio Mg(s)

Indicador de Fenolftaleína

Hidróxido de Sodio NaOH (ac) 1.0 M

Hidróxido de Sodio NaOH (ac) 40 %

Cloruro de Estroncio SrCl2 (ac) 0.1M

Cloruro de Bario BaCl2 (ac) 0.1M

Cloruro de Calcio CaCl2 (ac) 0.1M

Cloruro de Magnesio MgCl2 (ac) 0.1M

Cromato de potasio K2CrO4 (ac) 0.1M

Acido Sulfúrico H2SO4 (ac) 6.0 M

Cromato de potasio K2CrO4 (ac) 0.1M

Ácido Sulfúrico H2SO4 (ac) 6.0 M

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1: Familia de los Metales Alcalinos:

Reactividad en Agua.

En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer un pequeño trozo de sodio Na (s).

Observar el desprendimiento de gas.

Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína..

Experimento Nº 2

Experimento Nº 2: Familia de los Metales Alcalinotérreos: Reactividad en Agua

En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer 0.5 g de magnesio Mg(s). Observar.

Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína, observar la aparición de una coloración rojo

grosella, la cual indicaría la formación del hidróxido, la reacción no se produce de manera espontánea, llevar

a calentamiento suave.

Reportar todas las observaciones y la ecuación química balanceada.

Experiencia Nº 3: Familia de los Metales Alcalino Térreos:


Solubilidad de Sales de los metales Alcalino térreos

En cuatro tubos de ensayo colocar 1 ml de las siguientes soluciones:

Cloruro de magnesio MgCl2(ac) 0.1 M

Cloruro de calcio CaCl2(ac) 0.1 M

Cloruro de estroncio SrCl2(ac) 0.1 M

Cloruro de bario BaCl2(ac) 0.1 M

A las cuatro tubos de ensayo agregar 1 ml de las siguientes soluciones:

Solución de Hidróxido de sodio NaOH(ac) al 40 %

Solución de Hidróxido de sodio NaOH(ac) 1.0 M

Solución de Cromato de potasio K2CrO4(ac )0,1 M

Solución de ácido sulfúrico H2SO4(ac) 6.0 M


Experimento Nº 1:

Anotar las observaciones

¿Qué gas se desprende?

Que indica el color rojo grosella?

Realizar la ecuación química balanceada

Experimento Nº 2:



Necesita calentamiento. ¿Por qué?

¿Que indica el color rojo grosella?

Realizar la ecuación química balanceada

Experiencia Nº 3


Realizar las ecuaciones química balanceada.

VI. CUESTIONARIO

1. ¿Qué significa número atómico?

2. ¿Cómo están distribuidos los elementos en la tabla periódica actual?

3. ¿Por qué es importante el conocimiento de la posición de los elementos químicos en la Tabla periódica?

4. Defina las siguientes propiedades periódicas de los elementos químicos y colocar ejemplos.

Electronegatividad

Radio Atómico

Carácter Metálico

Radio Iónico

Energía de Ionización

Carácter No Metálico

afinidad electrónica

5. ¿Qué tipo de compuestos forman los elementos que tienen baja y media energía de ionización?¿Qué

características presentan en común los elementos que pertenecen a un mismo grupo?


6. ¿Por qué los metales alcalinos no se presentan libres en la naturaleza?

7. ¿Realizar la comparación del grado de reactividad 6ntre el grupo IA y IIA .

VII. BIBLIOGRAFIA


S.A. México 1996.

2. CHANG RAYMOND, Química Septima edición Editorial. Mc Graw Hill. México 2000.

3. SERIE CONCIENCIA. Química grupo editorial Norma Perú 2005.


de Texto Básico


PRÁCTICA Nº 5

ENLACE QUÍMICO

I. OBJETIVO:

Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias.

Predecir la polaridad de los compuestos covalentes.

Aprender a diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente.

II. FUNDAMENTO TEORICO

II.1. Teoría de los Enlaces Químicos

Todo tipo de materia con la que interactuamos diariamente está formado por conglomerados de átomos o

compuestos químicos, incluidos los materiales que forman parte de nuestro cuerpo.

Las sustancias empleadas para vivir son compuestos iónicos y covalentes y cada cual cumple funciones

especiales. Los compuestos químicos son conjuntos de átomos de diferentes elementos que interactuan a nivel de

los electrones de su última órbita.

Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, desarrollaron en 1916 la Teoría de los enlaces químicos. Al analizar los

elementos de la tabla periódica y sus compuestos observaron que los gases nobles existen en forma atómica sin

combinar y son estables, propusieron que los átomos se combinan por que tratan de completar en

su último nivel de energía 8 electrones o la configuración del gas noble más próximo.

En 1924, K. Fajans al estudiar la relación entre tipo de enlace, tamaño del átomo, carga iónica y configuración

electrónica dedujo que un enlace es iónico cuando:

Si las características no coinciden con las anteriores, el enlace es covalente. En los enlaces covalentes se forman

orbitales con pares de electrones compartidos en las capas externas de los átomos.

La química como ciencia de la materia estudia a los átomos y a los conglomerados atómicos estables; es en

estos conglomerados donde ocurren las interacciones materia – energía, una de esas interacciones la constituyen

los enlaces químicos.

Las propiedades químicas de los átomos dependen esencialmente del comportamiento de los electrones del

último nivel, es decir, de su capacidad de combinación o valencia.

Los iones formados son eléctricamente estables.

Las cargas iónicas son pequeñas.

El catión es grande y el anión pequeño.


II.2. Electrones enlazantes y regla del octeto

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción entre átomos que los mantienen unidos en las moléculas. Se

considera que los átomos se unen tratando de adquirir en su último nivel de energía una configuración

electrónica estable, similar a la de los gases nobles. A los electrones del último nivel de un átomo se les llama

electrones de enlace o electrones de valencia.

La tendencia de los átomos para adquirir en su último nivel de energía 8 electrones se llama regla de octeto.

Da origen a Origina

En un enlace químico es obvio que predominan las fuerzas de atracción sobre las de repulsión, esto se explica

considerando que los electrones enlazantes se acomodan de manera que puedan ser atraídos por ambos núcleos

haciendo que aminore la repulsión entre ellos por el efecto de pantalla.*

De las propiedades de los átomos podemos considerar dos de ellas para explicar los tipos de enlace y son: radio

atómico y electronegatividad.

Pauling determinó las electronegatividades a partir de los calores de formación de los elementos y los expresó en

una escala arbitraria de 0.7 a 4.0, su unidad es el Pauling.

Los electrones internos blindan a los electrones del exterior de manera que la influencia electrostática sea menor.

La electronegatividad es una medida de la capacidad de los átomos para atraer electrones hacia sí, durante los

enlaces químicos.

El radio atómico lo podemos considerar como la distancia entre el centro del núcleo y el último electrón, la

figura 3.17 muestra los radios atómicos de los elementos. Es lógico pensar que entre más lejano se encuentre un

electrón de su núcleo menor es la fuerza de atracción, por lo tanto, ese electrón puede ser atraído por un

elemento de menor tamaño y con elevada electronegatividad.

Estructuras de Lewis Las estructuras de Lewis, son representaciones de los átomos con el símbolo del elemento

los electrones alrededor como líneas o puntos. A estas estructuras también se les llama diagramas de puntos.

Cuando la tendencia para completar 8

electrones en el último nivel se efectúa por:

Transferencia

de electrones

Enlace Iónico

Enlace Covalente

Compartición

de electrones


2.3.1. Enlaces Interatómicos

1. Enlace iónico

Se llama enlace iónico aquel que ocurre por transferencia de electrones entre átomos con diferencia de

electronegatividad mayor a 1.7, el elemento más electronegativo acepta los electrones del menos electronegativo

para completar su octeto.

El enlace iónico es común entre metales de los grupos I y IIA con los no metales de los grupos VI y VIIA, lo

podemos representar con configuraciones electrónicas, modelos de Bohr o estructura de cargas.

Ejemplo: KF

19K 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 4s1

9F 1s2, 2s2, 2p7

La diferencia de electronegatividad es = 4.0 – 0.9 = 3.1 > 1.7 por lo tanto, habrá enlace iónico.

El K cede 1 electrón al F, quedan ambos iones con 8 electrones en el último nivel.

Ejemplo: BaCl2

56Ba 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2

17Cl 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

La pérdida de electrones es más fácil si se elimina un electrón suficientemente alejado del núcleo y la ganancia

de electrones es susceptible en átomos pequeños donde la atracción nuclear es considerable.

Tabla N° 1: Fórmula y Nombre de algunos compuestos iónicos.

Metal

(Catión

)

No Metal

(Anión) Fórmula Nombres

K1- O2- K2O Óxido de potasio


Ca2+

Na1+

Mg2+

Cl1-

N3-

F1-

CaCl2

Na3N

MgF2

Cloruro de calcio

Nitruro de sodio

Cloruro de magnesio

1.1. Características de los compuestos con enlace iónico

Están formados por iones (+) y (-); metales y no metales.

Son sólidos, la mayoría con estructura ordenada o en forma de cristales.

Poseen elevado punto de fusión y ebullición

Son duros, frágiles y buenos conductores de calor y electricidad.

En estado de fusión o disueltos en agua son buenos conductores de la electricidad.

Solubles en agua y en disolventes polares.

En la tabla: Se muestran algunos iones, su función en el organismo y la fuente de obtención en el caso de los

seres humanos.

Tabla N° 2:Iones importantes en los sistemas vivientes

Ión Función Fuente

Na+ Catión en el exterior de la célula regula la cantidad de líquidos

corporales. Junto con el K+ regula la presión osmótica entre los 2

extremos de la pared celular, al igual que el K+ tiene una

importante función en el sistema nervioso.

Sal, carne o mariscos

principalmente.

K+ Catión principal del exterior de las células, junto con el Na+ realiza

funciones similares.

Plátano, jugo de naranja,

leche y carne.

Ca+ Aproximadamente el 90% se encuentra en forma de carbonato y

fosfato constituyendo huesos y dientes, el resto interviene en el

control del ritmo cardiaco y las contracciones musculares, también

es un factor importante en la coagulación sanguínea.

Leche y derivados: queso,

mantequilla, crema,

yogurt; carne y vegetales.

Mg2+ Se localiza fuera de las células. El 70% del Mg del organismo se

encuentra en la estructura ósea. Participa en el funcionamiento de

músculos y sistema nervioso, es un catión importante en algunas

enzimas y tiene una función especial en el proceso fotosintético.

Se le encuentra en

gramíneas y nueces, y

en la clorofila de plantas

verdes.

Fe2+ Constituyente del grupo hemo en la hemoglobina, su función es

transportar oxígeno de los pulmones a las células a través de la

sangre, su deficiencia produce anemia.

Se le encuentra en los

vegetales, carne y

mariscos.

Co2+

y

Co3+

Vitamina B12

Carne y vegetales


Mn 2+ Constituyentes de vitaminas y enzimas Leguminosas

Ce2+

y

Zn2+

Oligoelementos Complementos

alimenticios

Cl1- Acción de exterior de la célula, constituyente importante del jugo

Gástrico, contribuye en la regulación de fluidos corporales.

Carne, mariscos y sal.

I 1- Fuente de yodo para el funcionamiento de la tiroides. Vegetales y rábanos.

2. Enlaces covalentes

Son las fuerzas generadas entre átomos por compartición de pares de electrones, esto se debe a una deformación

de los orbitales externos, la diferencia de electronegatividades (≠EN) entre ellos es menor o igual a 1.7 , son

comunes entre no metales.

Por la forma en que puede darse la covalencia los enlaces se clasifican en:

No polares # EN=0.

Polares, 0<# EN< 1.7

Coordinados, 0< EN< 1.7

a. Enlace covalente no polar

Este enlace ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es igual a cero, en este caso la tendencia

de los átomos para atraer electrones hacia su núcleo es igual, por lo tanto, el momento dipolar es cero. Por la

cantidad de electrones de valencia de los átomos y su tendencia para completar 8 electrones estos pueden

compartir 1, 2 o 3 pares de electrones generando los llamados enlaces simples, dobles y triples.

2.1.Enlace covalente no polar simple

Este enlace se lleva a cabo en átomos que requieren de 1 e- para completar su octeto por ejemplo hidrógeno (H2),

flúor (F2), cloro (Cl2), yodo (I2) y bromo (Br2)

Los enlaces covalentes se representan con configuraciones electrónicas y con modelos o estructuras de Lewis.

Los enlaces covalentes también se pueden representar mediante diagramas de orbitales moleculares, éstos se

forman por la combinación de orbitales s, p, d, puros o híbridos, los cuales se detallan más adelante.

Entre dos átomos que presentan más de un enlace covalente, el primero de ellos es un enlace frontal de mayor

energía y se llama enlace sigma (σ); los demás son enlaces perpendiculares o laterales, de menor energía y se

llaman enlaces pi (π).

2.2.Enlace covalente no polar doble

Representación del enlace covalente no polar doble en la molécula de oxígeno con estructuras de Lewis y

diagrama de orbitales, en éste último se observan los enlaces sigma (σ) y pi (π).

Tabla N° 3: Elementos que presentan enlace covalente no polar doble.

Nombre Formula

Oxígeno O2

Azufre S2

Selenio Se2

Teluro Te2


2.3.Enlace covalente no polar triple

Los elementos que pueden presentar este enlace son los del grupo VA, los cuales para completar su octeto

necesitan compartir tres electrones. También ocurre entre átomos de carbono (C), en los compuestos llamados

alquinos. El ejemplo típico es el N, para que complete ocho electrones, un átomo comparte con otro 3 pares de

electrones formando un enlace sigma (σ) y 2 enlaces (π) es decir, un

enlace covalente triple.

Ejemplo:

7N ⇒ 1s2, 2s2, 2p3.

2.1. Enlace covalente polar

Se presenta cuando los átomos tienen 0 < ≠EN < 1.7 en este caso, el momento dipolar* ya no es cero (µ ≠ 0),

pues el átomo más electronegativo atraerá el par de electrones enlazantes con más fuerza, esto significa que ese

par girará durante más tiempo alrededor del núcleo más electronegativo, polarizando parcialmente la molécula.

La medición de los momentos dipolares proporciona una evidencia experimental de que existe desplazamiento

electrónico en los enlaces y distribución asimétrica de electrones en las moléculas. La magnitud del momento

dipolar depende de la electronegatividad.

Algunos científicos consideran que un enlace es covalente cuando la ≠ EN < 1.9 debido al enlace entre H y F, ya

que estos son dos elementos no metálicos.

Ejemplos de enlaces covalentes

Compuestos con enlace covalente polar

Imagen: Molécula de Ácido Clorhídrico

Imagen: Molécula de amoniaco y Molécula de Agua

Tabla N° 4:Compuestos con enlace covalente polar

Nombre Formula

Amoniaco NH3


Agua H2O

Ácido fluorhídrico HF

Ácido clorhídrico HCl

Tricloruro de fósforo PCl3

Ácido sulfúrico H2SO4

3.1.Enlace covalente coordinado

Este enlace se presenta cuando uno de los átomos cede el par de electrones que comparten entre dos, el otro

átomo sólo aporta su orbital vacío para acomodarlos.

Ejemplos de sustancias con este tipo de enlace.

Tabla N° 5 Moléculas con enlace covalente coordinado.

Nombre Formula

Ión hidronio H3O+

Ión amonio NH4+

Ácido sulfúrico H2SO4

Ácido clórico HClO3

Ácido nítrico HNO3

En el caso del ácido sulfúrico, se supone que 2 átomos de oxígeno sufren una redistribución de electrones de

valencia de manera que queden con un orbital vacío en el cual acomodar 2 electrones procedentes del azufre

muestra este tipo de enlace.

Propiedades del enlace covalente.

Tienen gran variedad de puntos de fusión y ebullición.

Son aislantes térmicos y eléctricos.

Algunos son antiadherentes.

Sus moléculas tienen forma geométrica definida.

Existen en los tres estados de agregación: sólidos, líquidos y gaseosos.

Algunos tienen actividad química media y otros elevada.

Los polares son solubles en disolventes polares, los no polares son solubles en compuestos no polares.

Las sustancias polares se disuelven mutuamente porque sus moléculas se atraen y son relativamente poco

volátiles. Se requiere de mayor energía para vencer las atracciones intermoleculares. El valor del momento

dipolar así como los pares de electrones enlazantes y solitarios ayudan a estimar la forma geométrica de las

moléculas.

Los iones de una sal se atraen entre sí con una fuerza 80 veces mayor en el aire que en el agua por lo que

ceden a la atracción del dipolo del agua y entonces se dice que están solvatadas.

3. Enlace metálico

Los metales sólidos poseen estructuras atómicas cristalinas bien definidas, estos conglomerados atómicos

están unidos químicamente por un tipo de unión llamado enlace metálico.


Las características físicas de los metales como su elevada conductividad térmica y eléctrica, maleabilidad,

ductilidad, brillo y tenacidad, los diferencian del resto de los elementos y compuestos. En una estructura

metálica sólo pueden existir iones positivos (+) y una nube de electrones de valencia sin posición definida,

que viajan por todo el conglomerado atómico.

Los electrones se hallan deslocalizados formando una reempe única que pertenece a todos los cationes del

cristal metálico. La movilidad extrema de los electrones (e-), confiere al metal sus propiedades . El

enlace entre metales se considera una interacción de gran número de núcleos atómicos incluidos sus

electrones internos, con los electrones de valencia en constante migración. Los electrones de valencia se

encuentran deslocalizados.

Los electrones deslocalizados y en constante movilidad hacen que los metales conduzcan con facilidad el

calor y la electricidad, ya que ambos, son fenómenos asociados al movimiento de los electrones.

Si un metal es sometido a un golpeteo o presión externa, la capa de electrones (e-) libres actúa como un

lubricante, haciendo que los cationes resbalen o se deslicen unos sobre otros modificando la forma de la

pieza sin romperla; esto explica su maleabilidad y ductibilidad.

Los metales suelen tener un arreglo ordenado de sus átomos, su empaquetamiento atómico está

perfectamente definido según los diferentes sistemas cristalinos.

Los metales en forma pura se obtienen mediante procedimientos físicos-químicos bastante refinados, la

mayoría de metales utilizados por el hombre son mezclas homogéneas de dos o más; a estas mezclas también

se les llama disoluciones sólidas o aleaciones.

2.3.2Enlaces Intermoleculares

Las atracciones electrostáticas generadas entre los átomos de una molécula con los átomos de otra se llaman

enlaces intermoleculares. Las fuerzas de atracción pueden recibir distintos nombres, dos de los enlaces entre

moléculas más frecuentes son: enlaces por puente de hidrógeno y enlaces por fuerzas de

Van der Waals.

a. Enlaces por puente de hidrógeno

Estas fuerzas de atracción se generan entre el hidrógeno de una molécula y un elemento muy electronegativo

de otra. En estas moléculas, las cargas eléctricas se distribuyen de manera asimétrica, generando dipolos

moleculares, por lo tanto, el extremo parcialmente positivo (δ+) hidrógeno, se atraerá con el extremo

parcialmente negativo (δ-), esas fuerzas de atracción se llaman enlaces por puente de hidrógeno.

Algunos compuestos se representan en la tabla.

Tabla N° 6: Compuestos con enlace por puente de hidrógeno

Nombre Formula

Agua H2O

Amoniaco NH3

Acido fluorhídrico HF

Acido clórico HClO3

Proteínas -NH2 -COOH

Ácidos nucleicos -NH-


El enlace por puente de hidrógeno es importante en los componentes de los seres vivos; carbohidratos,

lípidos, proteínas y ácidos nucleicos.

3.1. Enlaces por fuerzas de Van der Waals

Este tipo de interacción molecular ocurre en moléculas simétricas, en éstas la distribución de electrones es

homogénea, sin embargo, debido a que los electrones están en constante movimiento y los núcleos en

permanente vibración, la simetría es temporal, los movimientos desbalancean las cargas generando

dipolos instantáneos que distorsionan la simetría de las moléculas, éstas inducen a otras moléculas cercanas a

la formación de nuevos dipolos, de tal manera que entre ellas se originan débiles fuerzas de atracción entre

los polos opuestos.

Las fuerzas de Van der Waals explican por qué gases como el aire, oxígeno (O2), nitrógeno (N2), cloro

(Cl2) y otros, pueden licuarse por disminución de la temperatura y aumento en la presión. Este tipo de

fuerzas es mayor a medida que aumenta el número de electrones externos y su movilidad.

La teoría de los enlaces químicos basada en la mecánica cuántica, intenta explicar fenómenos relacionados

con las interacciones atómicas, difíciles de entender,

Por ejemplo: la superconducción y la semiconducción de electricidad, además, permite considerar a los

enlaces como atracciones entre cargas positivas (+) o núcleos y cargas negativas (-) o electrones, borrando la

diferenciación que entre ellos se hace de iónico, covalente, metálico, puente de hidrógeno y fuerzas de Van

der Waals.

Podemos mencionar que las diversas manifestaciones de la materia son el resultado de las interacciones

atómicas y moleculares entre cargas positivas (+) y negativas (-), esto es, son una consecuencia de las

fuerzas de atracción o enlaces químicos.


Materiales

Vasos de pp

Pizeta

Papel Tissue

Reactivos

Solución de Cloruro de Sodio NaCl(ac)0.1M

Solución de Hidróxido de Sodio NaOH(ac)0.1 M

Solución de Heptano C7H16

Solución de sacarosa C12H22O110,1 M

Solución de Sulfato de Cobre CuSO4(ac)0.1M

Alcohol Comercial C2H5OH

Agua de caño H2O(l)

Agua destilada H2O (l)

Equipos

Conductímetro artesanal

Conductímetro digital


Experiencia Nº 1: Conductividad de las Soluciones.


Tenemos las siguientes soluciones preparadas:

Solución de Cloruro de Sodio NaCl(ac) 0.1M

Solución de Hidróxido de Sodio NaOH(ac)0.1 M


Solución de sacarosa C12H22O11 0,1 M

Solución de Sulfato de Cobre CuSO4(ac) 0.1 M



Agua DestiladaH2O(l)

Para observar la conductividad, se usa el Conductímetro Artesanal y el Conductímetro Digital de la siguiente

manera:

a. Conductímetro artesanal

Introducir los electrodos en las soluciones a una profundidad siempre uniforme.

Observe si el foco esta encendido y en caso lo esté, observar el grado de luminosidad.

Lavar los electrodos y luego colocar la siguiente solución.

b. Conductímetro Digital

Introducir los electrodos en las soluciones a una profundidad siempre uniforme.

Observar las lecturas que se dan en mili Siemens (mS)

Antes de colocar una nueva solución los electrodos deben ser bien lavados con agua destilada

y secados con papel tissue.


Tabular los datos obtenidos y clasificar las sustancias buenas conductoras, medianamente conductoras

débilmente conductores y no conductoras, explique el porqué de estas características.

Soluciones

Conductímetro Artesanal Conductímetro Digital

mili Siemens

(mS)

Buenos

conductores

Medianos

conductores

Malos

conductores

Solución de Hidróxido

de Sodio NaOH(ac) 0.1 M

Solución de Cloruro

de Sodio NaCl(ac) 0.1M

Solución de Sulfato de Cobre

CuSO4(ac) 0.1 M


Agua destilada H2O(l)

Solución de sacarosa

C12H22O11 0,1 M



VI. CUESTIONARIO


1. ¿Qué tipos de enlaces presentan los átomos y las moléculas?

2. ¿Cuál es la condición fundamental para la formación del enlace químico?

3. Explique qué electrones son los que determinan la formación del enlace químico en una sustancia.

4. Explique los siguientes términos, escriba tres ejemplos de cada uno de ellos:

a. Catión

b. Anión

5. Escriba que tipo de enlace presentan los siguientes compuestos:

Cloruro de sodio

Ácido sulfúrico

Cobre

Agua

Etanol

Sacarosa

Hidróxido de magnesio

Sulfato de cobre (II)

Cloruro de aluminio

Amoniaco

Ácido clorhídrico

Metano

6. ¿Qué diferencias hay entre compuestos Iónicos y compuestos Covalentes?

7. ¿Por qué los electrolitos fuertes como el Cloruro de sodio no son conductores en estado sólido, son

buenos conductores en solución?

8. ¿Los puntos de fusión y ebullición de las sustancias buenas conductoras de la electricidad son altos ó

bajos? ¿Por qué?

9. Investigar diferencia entre cuerpo cristalino y amorfo.

10. Clasifica los enlaces entre los siguientes pares de átomos como predominantemente iónicos o

predominantemente covalentes.

a. Cs y O

b. Si y O

c. N y S

d. Br y Rb

e. Ba y F

VII. BIBLIOGRAFIA


S.A. México 1996.

2. CHANG RAYMOND, Química Septima edición Editorial. Mc Graw Hill. México 2000.


JUDITH SÁNCHEZ E,MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S. Química I Libro

de Texto Básico


PRÁCTICA Nº 6

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS


I. OBJETIVOS

Estudiar la formación, características y nomenclatura de las diferentes funciones químicas inorgánicas

Establecer la similitud de propiedades de acuerdo al grupo funcional.


2.1. Función Química

Se designa como función química a la presencia de un elemento(s) común a un conjunto de compuestos, que

determinan características comunes al conjunto de compuestos, ello no descarta que los compuestos que se

clasifican dentro de una función química puedan tener propiedades físicas y químicas diferentes.

2.2. Clasificación de los Compuestos Inorgánicos:

Anteriormente, se indicó que los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados como iónicos o covalentes,

de acuerdo al tipo de enlace que predomine en ellos. Sin embargo, para una mejor clasificación de los

compuestos inorgánicos, se han aplicado dos criterios:

+ O2 + O2

+ H2O + H2O

2.2.1.Compuestos Binarios

Son compuestos que constan de dos elementos; pueden ser iónicos o covalentes. Entre estos tenemos:

a) Óxidos Básicos o Metálicos (O2-)

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal (M+) con el oxígeno (O2-).

Función Química

Metal No Metal

Oxido Básico Oxido Acido

Hidróxido Oxácido (acido)

Sal oxisal

Neutras Acidas Básicas Dobles Hidratadas

METAL + OXIGENO → OXIDO BASICO


M+ + O2- → MO

Ejemplos:

2Na1+ + O2- → Na2O

Mg2+ + O2- → MgO

2Al3+ + 3O2- → Al2O3

Tabla Nº1: Nomenclatura de los Óxidos Básicos

Formula N. I.U.P.A.C N. Stock N. Tradicional

K2O Óxido de potasio Óxido de potasio Óxido de potasio

MgO Óxido de magnesio Óxido de magnesio Óxido de magnesio

Al2O3 Trióxido de aluminio Óxido de aluminio. Óxido de aluminio.

FeO Monóxido de fierro Óxido de fierro (II) Óxido ferroso

Fe2O3 Trióxido de difierro Óxido de fierro (III) Óxido férrico

ZnO Óxido de zinc Óxido de zinc Óxido de zinc

TiO2 Dióxido de titanio Óxido de titanio (IV) Óxido titánico

Na2O Óxido de sodio Óxido de sodio Óxido de sodio

Au2O3 Trióxido de diaurum Óxido de oro (III) Óxido aúrico

Mn2O7 Heptaóxido de dimanganeso Óxido de manganeso (VII) Óxido

hipermangánico

CuO Monóxido de cobre Óxido de cobre (II) Óxido cúprico

Cu2O Monóxido de dicobre Óxido de cobre (I) Óxido cuproso

CaO Óxido de calcio Óxido de calcio Óxido de calcio

b) Óxidos Ácidos o Anhídridos (O2-)

Son compuestos binarios formados por un no metal (NM+) con el oxígeno (O2-). Se obtienen al reaccionar

un no metal con oxígeno, o bien al deshidratar totalmente los oxiácidos. Anhídrido significa sin agua.

NM + O2- → NMO

Los no metales son menos electronegativos que el oxígeno (excepto el Flúor), por ello al unirse con él, lo

hacen con número de oxidación positivo.

Ejemplos:

2Cl1+ + O2- → Cl2O

S2+ + O2- → SO

2P3+ + 3O2- → P2O

TABLA N° 2: Nomenclatura de los Óxidos Ácidos


N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) Anhídrido pernitrico

N2O Monóxido de dinitrógeno Óxido de Nitrógeno (I) Anhídrido hiponitroso

NO METAL + OXIGENO → OXIDO ÁCIDO


P2O3 Trióxido de difósforo Óxido de fósforo (III) Anhídrido fosforoso

Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico

SO3 Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico

Br2O Monóxido de dibromo Óxido de bromo (I) Anhídrido

hipobromoso

SO2 Dióxido de azufre Óxido de azufre (IV) Anhídrido sulfuroso

I2O3 Trióxido de diyodo Óxido de Yodo(III) Anhídrido yodoso

CO Monóxido de carbono Óxido de carbono (II) Anhídrido carbonoso

NO Monóxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno (II) Anhídrido hiponitroso

N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) Anhídrido pernítrico

N2O Monóxido de dinitrógeno Óxido de Nitrógeno (I) Anhidrido hiponitroso

c. Hidruros Metálicos (H1-)

Compuestos binarios formados por un metal (M+) más hidrógeno (H1-).

M+ + H1- → MH

Ejemplos:

K1+ + H1- → KH

Ca2+ + 2H1- → CaH2

Sn4+ + 4H1- → SnH4

Tabla N° 3: Nomenclatura de hidruros metálicos


KH Hidruro de potasio Hidruro de potasio Hidruro potásico

MgH2 Dihidruro de magnesio

ó hidruro de magnesio

Hidruro de magnesio Hidruro magnésico

Hidruro magnésico

AlH3 Trihidruro de aluminio Hidruro de aluminio Hidruro de aluminio ó

Hidruro alumínico

CaH2 Dihidruro de calcio ó

Hidruro de calcio

Hidruro de calcio Hidruro de calcio ó

Hidruro calcico

CaH2 Dihidruro de calcio ó

Hidruro de calcio

Hidruro de calcio Hidruro de calcio ó

Hidruro calcico

PbH2 Dihidruro de plomo Hidruro de plomo (II) Hidruro plumboso

PbH4 Tetrahidruro de plomo Hidruro de plomo (IV) Hidruro plúmbico

NaH Hidruro de sodio Hidruro de sodio Hidruro de sodio ó

Hidruro sódico

d. Hidruros no Metálicos (H1-)

METAL + HIDROGENO → HIDRURO


Compuestos binarios formados por un no metal (NM-) más hidrógeno (H1+). Principalmente se componen

con: O, N, P, Sb, C, Si y B.

NM- + H1+ → NMH

Ejemplos:

B3- + 3H1+ → BH3

Si4- + 4H1+ → SiH4

P3- + 3H1+→ PH3

Tabla N° 4: Nomenclatura de hidruros no metálicos

Formula N. I.U.P.A.C N. Especiales.

H 2O Dihidruro de oxígeno Agua

NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoniaco

PH3 Trihidruro de fósforo Fosfina o fosfano

CH4 Tetrahidruro de carbono Metano

SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano

BH3 Trihidruro de boro Borano

P2H4 Tetrahidruro de difósforo Difosfina o difosfano

Compuestos terciarios que se obtienen al reaccionar un óxido metálico con agua; sin embargo, de manera

convencional su ecuación se representa como la unión de un metal (M+) con el grupo hidroxilo (OH1-).

M+ + OH1- → MOH

Ejemplos:

Cu1+ + OH1- → CuOH

Hg2+ + 2OH1- → Hg(OH)2

Cr4+ + 4OH1-→ Cr(OH)4

Tabla N° 5: Nomenclatura De Hidróxido


Sn(OH)2 Dihidróxido de estaño Hidróxido de estaño (II) Hidróxido estañoso

AgOH Hidróxido de plata Hidróxido de plata Hidróxido de plata

Zn(OH)2 Hidróxido de zinc Hidróxido de zinc Hidróxido de zinc

Pb(OH)4 Tetrahidróxido de plomo Hidróxido de plomo (IV) Hidróxido plúmbico

Ba(OH)2 Hidróxido de bario Hidróxido de bario Hidróxido de bario

NO METAL + HIDROGENO → HIDRURO

METAL + HIDROXILO → HIDRÓXIDO


NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio

Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio Hidróxido de magnesio Hidróxido de magnesio

Al(OH)3 Hidróxido de aluminio Hidróxido de aluminio Hidróxido de aluminio

f. Hidrácidos H1+

Son compuestos binarios formados por un no metal (NM -) de los grupos VIA y VIIA con el hidrógeno (H1+).

En solución acuosa contienen iones (H1+) es decir, tienen carácter ácido.

NM- (GPO. VI y VII ) + H1+ → NMH

Ejemplos:

H1+ + Cl1- → HCl

2H1+ + Se2- → H2Se

H1+ + Br1- → HBr

Tabla N°6: Nomenclatura de Hidrácidos

Formula N. Compuesto Puro N. Solución Acuosa

HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico

HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico

HI Yoduro de hidrógeno Ácido yodhídrico

HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico

H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico

HAt Astaturo de hidrógeno Ácido astathídrico

H2Se Selenuro de hidrógeno Ácido selenhídrico

H2Te Teluluro de díhidrógeno Ácido telurhídrico

g. Oxácidos

Son compuestos terciarios formados por hidrógeno (H1+), un radical negativo (NMO -). Se obtienen al hacer

reaccionar al agua con los óxidos ácidos.

H1+ + NMO- → HNMO

Ejemplos:

H1+ + NO3 1- → HNO3

2H1+ + SO4 2-→ H2SO4

H1+ + ClO1- → HClO

TABLA N°7: Nomenclatura de Oxiácidos

NO METAL + HIDROGENO → HIDRACIDOS

HIDRÓGENO + RADICAL NEGATIVO → OXIÁCIDO


Formula N. I.U.P.A.C Sistemática Funcional N. Tradicional

H2SO3 Trioxosulfato (IV) de hidrógeno

*sulfito de hidrógeno

Ácido trioxosufúrico (IV) *Ácido sulfuroso

HNO2 Dioxonitrato (III) de hidrógeno

*Nitrito de hidrógeno

Ácido dioxonítrico (III) *Ácido nitroso

H3PO4 Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno

* Fosfato de hidrógeno

Ácido tetraoxofosfórico (V) *Ácido fosfórico ó

ácido ortofosfórico

HMnO4 Tetraoxomanganato (VII) de

hidrógeno

*Permanganato de hidrógeno

Ácido tetraoxomangánico

(VII)

*Ácido

permangánico

H2CO3 Trióxocarbonato (IV) de hidrógeno

* Carbonato de hidrógeno

Ácido trioxocarbónico (IV) Ácido carbónico

HClO Oxoclorato (I) de hidrógeno

*Hipoclorito de hidrógeno

Ácido oxoclórico (I) Ácido hipocloroso

HClO4 Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno

*Perclorato de hidrógeno

Ácido tetraoxoclórico

(VII)

*Ácido perclórico

h. Sales Binarias o Neutras.

Compuestos binarios formados por un metal (M+) y un no metal (NM-). Se obtienen como producto de la

reacción entre un hidróxido y un hidrácido.

También se obtienen al sustituir los iones H1+ de un ácido por un metal (M+). O bien se forman al ir

directamente un metal (M+) y un no metal (NM-).

MOH + HNM → MNM + H2O

M+ + HNM → MNM + H2(g)

M+ + NM- → MNM

Ejemplos:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Mg2+ + 2HBr → MgBr2 + H2(g)

Fe,3+ + 3S2-→ Fe2S3

HIDRÓXIDO + HIDRÁCIDO → SAL BINARIA + AGUA

METAL + HIDRÁCIDO → SAL BINARIA + HIDRÓGENO

METAL + NO METAL → SAL BINARIA


TABLA N°8: Nomenclatura de Sales Binarias


CuCl Monocloruro de cobre Cloruro de cobre (I) Cloruro cuproso

Fe2S3 Trisulfuro de dihierro Sulfuro de hierro (III) Sulfuro cúprico

CaF2 Difluoruro de calcio Fluoruro de calcio Fluoruro de calcio

NaI Yoduro de sodio Yoduro de sodio Yoduro de sodio

MgSe Monoselenuro de magnesio Selenuro de magnesio Selenuro de magnesio

KI Yoduro de potasio Yoduro de potasio Yoduro de potasio

Cr2S6 Hexasulfuro de dicromo Sulfuro de cromo (VI) Sulfuro cúprico

AgBr Bromuro de plata Bromuro de plata Bromuro de plata

i. Oxisales

Compuestos terciarios formados por un metal (M+) y un radical negativo (no metal y oxígeno). Se obtienen

cuando los hidrógenos de un oxiácido

son substituidos por un metal. También se obtienen al neutralizar una base y un ácido.

MOH + HNMO-→ MNMO + H2O

EJEMPLOS:

Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O

Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O

2Na + 2HClO → 2NaClO + H2

Tabla N°9: Nomenclatura de Oxisales


CaCO3 Trioxocarbonato (IV) de calcio *Carbonato de calcio Carbonato de calcio

NaClO Monoxoclorato (I) de sodio *Hipoclorito de sodio Hipoclorito de sodio

CuCrO4 Tetraoxocromato (VI) de

cobre(VI)

*Cromato de

cobre (II)

Cromato cúprico

MgSO3 Trioxosulfato ((IV) de magnesio * Sulfito de

magnesio

Sulfito de magnesio

KNO3 Trioxonitrato (V) de potasio * Nitrato de potasio Nitrato de potasio

Pb(NO2)4 Dióxonitrato (III) de plomo (IV) * Nitrito de plomo (IV) Nitrito plúmbico

Hg(ClO)2 Monoxoclorato (I) de mercurio

(II)

* Hipoclorito de

mercurio(II)

Hipoclorito

mercuroso

NiSO4 Tetraoxosulfato (VI) de niquel

(II)

* Sulfato de níquel (II) Sulfato niqueloso

HIDRÓXIDO + ÁCIDO → OXISAL + AGUA


2.3. Solubilidad para Compuestos en Solución Acuosa.

La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad de

disolvente a una temperatura especifica. Este fenómeno es complejo y no es posible formular reglas

simples para explicar todos los casos, sin embargo, las siguientes reglas para solutos en soluciones acuosas

son de gran utilidad para casi todos los ácidos, bases y sales que se encuentran en química general.

Los ácidos inorgánicos comunes y los ácidos orgánicos de bajo peso molecular son solubles en agua.

Los compuestos comunes de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y el ion amonio (NH4+) son solubles en

agua.

Los nitratos (NO3-), acetatos (CH3COO−), cloratos (ClO3

-), y percloratos (ClO4-) comunes son solubles en

agua.

Los sulfatos (SO4-2) comunes son solubles en agua. El sulfato de calcio (CaSO4) y el sulfato de plata

(Ag2SO4) son ligeramente solubles. El sulfato de bario (BaSO4), el sulfato de mercurio II (HgSO4) y el

sulfato de plomo II (PbSO4) son insolubles.

Los carbonatos (CO3-2), fosfatos (PO4

-3), y arsenatos (AsO4-3) comunes son insolubles en agua, excepto los

de los metales alcalinos y del ion amonio. El carbonato de magnesio (MgCO3) es bastante soluble.

Los cloruros (Cl−) comunes son solubles en agua, con excepción del cloruro de plata (AgCl), cloruro de

mercurio I (Hg2Cl2), y cloruro de plomo II (PbCl2).

Los bromuros (Br−) y yoduros (I−) comunes muestran aproximadamente el mismo comportamiento de

solubilidad que los cloruros, pero existen algunas excepciones. Al incrementarse el tamaño de los iones

haluro (Cl−, Br−, I−) las solubilidades de sus compuestos ligeramente solubles disminuye. Por ejemplo, el

cloruro de mercurio II (HgCl2) es muy soluble en agua, el bromuro de mercurio II (HgBr2) es tan sólo

levemente soluble y yoduro de mercurio II (HgI2) es aún menos soluble.

Las solubilidades de los pseudohaluros, cianuros (CN−) y tiocianatos (SCN−), son bastante similares a los

de los yoduros correspondientes.

Los sulfuros (S2−) comunes son insolubles en agua, excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio.

La mayoría de los hidróxidos (OH−)son insolubles en agua. Las excepciones son los hidróxidos de metales

alcalinos, del ion amonio, y los miembros más pesados de los metales alcalinotérreos, comenzando con el

hidróxido de calcio Ca(OH)2que es ligeramente soluble.


a. Materiales

Espátula.

Mechero.

Varilla de vidrio.

Tubos de ensayo

Gradilla para tubos

Vaso de pp.

Reactivos

Cinta de Magnesio Metálico Mg(s)


Indicador de FenolftaleínaC20H14O4

Indicador de Anaranjado de metilo C14H14N3NaO3S

Óxido de Cobre CuO(s)

Solución de ácido sulfúrico H2SO4 (ac)

1.0 M

Agua Destilada H2O(l)


Experimento Nº 1: Obtención de un Oxido Metálico.

Colocar cinta de magnesio sobre el extremo de una espátula y llevarla a la llama de un mechero

hasta combustión.

Observar y determinar el producto formado.

Experimento Nº 2: Obtención de un Hidróxido.

En un tubo de ensayo colocar 6 ml de agua destilada, añadir el producto obtenido en el experimento Nº

1 y mover con una varilla de vidrio. Guardar 2 ml para la experiencia Nº 3.

La solución resultante dividirla en dos tubos de ensayo, en cantidades iguales:

Al primer tubo adicionar dos gotas de fenolftaleína

Al segundo tubo dos gotas de anaranjado de metilo,

Observar la coloración formada en cada tubo.

Experimento Nº3: Obtención de sales

De la solución obtenida en el experimento Nº 1, agregar 1 ml de Ácido sulfúrico H2SO4 (ac)

1.0 M


Experimento Nº 4: Obtención de una Sal Oxisal.

En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 0,1 g de óxido de Cobre CuO(S),adicionar 2 ml de

solución de ácido sulfúrico H2SO4 (ac) y agitar por 5 min. .

Observar la coloración formada.


En el Experimento Nº 1.

Escriba las observaciones cuando el Mg (S)se sometió a la llama del mechero.

¿Qué sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia

Escriba la ecuación química balanceada.


Escriba las observaciones cuando el MgO(s) se le agrego agua.

¿Qué sustancia se formó?

¿Reaccionó con el agua?


Al agregar los indicadores a la solución:

¿Qué ocurre?

¿Por qué se produjo el cambio?



¿Indique que sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia?



Escriba las observaciones.

Indique que sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia.


VI. CUESTIONARIO

1. ¿Que representa una formula química?

2. Escribir la formula química de los siguientes ácidos.

a. Acido bromhídrico

b. Acido clórico

c. Ácido sulfúrico

d. Ácido fosfórico

e. Ácido nítrico

f. Acido carbónico

g. Ácido cianhídrico

3. Escribir la formula química de las siguientes sales.

a. Carbonato de potasio

b. Nitrito de sodio

c. Hipoclorito de sodio

d. Bromuro de plata

e. Clorato de potasio

f. Sulfato de magnesio

4. Escribir la formula química, nombre y un uso común de cada uno de los siguientes sustancias químicas.

a. Yeso

b. Sal de Epsom

c. Bórax

d. Lejía

e. Piedra

f. Caliza

g. Vinagre

h. Azúcar de caña

5. ¿Cuál ion se pone primero al escribir la fórmula de un compuesto iónico?

6. ¿Cuál es la diferencia entre una formula química y una estructura Lewis?

7. ¿Qué es un indicador? .Nombrar los más usados en el laboratorio.

8. ¿Detallar el proceso de extracción del cobre en la empresa Cerro Verde?

VII. BIBLIOGRAFIA



S.A. México 1996.

2. CHANG RAYMOND, Química Séptima edición Editorial. Mc Graw Hill. México 2000.



de Texto Básico.

PRÁCTICA Nº 7

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

I. OBJETIVOS

Demostrar experimentalmente cuando ocurre una reacción química

Reconocer reacciones químicas de precipitación

Utilizar indicadores ácido- base para las reacciones de Neutralización.


Concepto de Reacción y Ecuación Química.

En la unidad uno vimos que la materia sufre cambios que pueden ser físicos, químicos o nucleares. También

que cuando las sustancias sufren cambios químicos dan origen a nuevas sustancias con propiedades distintas


a las iniciales.

¿Cómo se efectúa una reacción química? Al combinarse las sustancias ocurren rompimientos de los

enlaces que mantienen unidos a los átomos que las conforman; de tal manera, que estos átomos se

reorganizan mediante nuevos enlaces entre ellos, dando lugar así a nuevas sustancias.

Para expresar lo que sucede en una transformación química, consideremos lo que pasa en la combustión de

un alambre de magnesio (Mg); se produce el desprendimiento de una luz blanca y calor, formando un polvo

blanco identificado como óxido de magnesio (MgO): Magnesio más oxígeno se produce óxido de magnesio.

Como puedes observar la proporción en la que reacciona el magnesio con el oxígeno es de dos átomos de Mg

por una molécula de O2.

¿Cómo representarías la reacción entre el magnesio y el oxígeno del ejemplo anterior?

Una ecuación química utiliza los símbolos de los elementos químicos, las fórmulas de las sustancias

participantes y ciertos signos convencionales para representar una reacción. Veamos la estructura de la

ecuación química que representa la transformación química entre el magnesio y el oxígeno:

2Mg(s) + O2 (g) 2MgO(s)

Reactivos Productos

La descripción de la estructura de una ecuación química se detalla a continuación:

Reactivos o reactantes. Son las sustancias que se combinan.

Productos. Son las sustancias que se producen al efectuarse la reacción.

La flecha se puede interpretar como: produce, origina o da lugar; la dirección de la flecha señala

claramente los productos.

El signo (+) se utiliza para separar las sustancias participantes, tanto reactivos como productos.

Letra minúscula entre paréntesis. Esta letra se coloca al lado derecho del elemento o de la fórmula como

subíndice; indica el estado de agregación de las sustancias participantes, o bien si es una solución acuosa

(ac).

Coeficientes. Son los números que se colocan al lado izquierdo del símbolo del elemento o fórmula

respectiva; estos números son muy importantes dado que son el resultado del balanceo de la ecuación

química.

Otros términos o símbolos convencionales. En la siguiente tabla se presentan algunos de los términos o

símbolos que también son de uso común en las ecuaciones.

Tabla N° 1: Términos y símbolos de uso común en las ecuaciones químicas

TÉRMINO

O

SÍMBOLO

SIGNIFICADO EJEMPLO

La forma gráfica de representar una reacción química es por medio de una ecuación química.


Reacción reversible N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)

Indica la formación de un gas.Mg(s) + H2SO4(l) MgSO4(s) + H2↑

Indica la formación de un precipitado. Zn + CuSO4(s) ZnSO4(s) + Cu↓

Se utiliza la letra delta cuando la reacción

necesita calor para llevarse a cabo.

CaCO3(s)CaO(s) + CO2↑

Pt, luz solar,

clorofila,

enzima, etc.

Son elementos o sustancias llamadas

catalizadores que son necesarios para que la

reacción se efectúe.

2H2(g) + O2(g)2H2O(l)

6CO2(g) + 6H2O(l) luz solar C6H12O6(s) + 6O2(g)

clorófila

Clasificación de las reacciones químicas inorgánicas.

Cuando se efectúa una reacción química se presentan cambios en la composición y estructura de las

sustancias reaccionantes.

Pero ¿cómo predecir la forma de reaccionar de dos o más sustancias entre sí o bien lo que sucede a un

reactante cuando se le aplica calor o se le adiciona algún catalizador?

Para dar respuesta a esta interrogante los químicos se han auxiliado del conocimiento que tienen de las

propiedades de los elementos y los compuestos y las ecuaciones químicas, para predecir las posibles

combinaciones entre las sustancias. De acuerdo a esto, los tipos de reacciones mediante los cuales se forman

los compuestos son los siguientes:

Reacciones de síntesis o adición.

Reacciones de descomposición.

Reacciones de sustitución o desplazamiento simple.

Reacciones de doble sustitución o desplazamiento doble.

a) Reacciones de síntesis o adición

A estas reacciones también se les llama de unión directa o combinación:

La ecuación general que representa este tipo de reacción es:

A + B → C

Donde A y B pueden ser:

a. Primer caso: Ambos elementos.

b. Segundo caso: Ambos compuestos.

c. Tercer caso: Cuando A es un compuesto y B, un elemento.

1. Primer Caso: A y B como Elementos.

Las reacciones de combinación son aquellas en las

que dos o más sustancias (elementos o

compuestos) se combinan para formar un solo

compuesto.


Metal + no metal → compuesto binario

Mg(s) + S(s) MgS(s)

Metal + oxígeno → óxido metálico

4Al(s) + 3O2(g) 2Al2 O3(s)

No metal + oxígeno → óxido no metálico

C(s) + O2(g) CO2(g)

A las reacciones donde una meta o un no-metal se combinan con el oxígeno también se les llama reacciones

de combustión.

2. Segundo caso: A y B como elementos.

Óxido metálico + agua → hidróxido o base

Na2 O(s) + H2O(l) → 2NaOH(ac)

Óxido no metálico + agua → oxácido

SO3 (g) + H2O(l) → H2SO4(l)

Óxido metálico + óxido no metálico → sal

MgO(s) + SO3(g) → MgSO4(s)

3. Tercer caso: Cuando A es un compuesto y B, un elemento

Compuesto1 + elemento → compuesto2

2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)

Estas reacciones son importantes en la vida del ser humano; un ejemplo, es la reacción entre el sodio y el cloro

que da lugar al cloruro de sodio o sal común (NaCl):

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

b) Reacciones de descomposición.

Se les conoce también como reacciones de análisis: Una reacción de descomposición es la ruptura de un

compuesto en dos o más componentes (elementos o compuestos).

La ecuación general es:

C → A + B

Donde A y B pueden ser.

Elementos o Compuestos

Por lo general se requiere de la acción del calor o de la electricidad para que se puedan llevar a cabo.

Algunos ejemplos de este tipo de reacción son:

2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

2H2O(l) 2H2(l) + O2(g)

C. Elec.

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

2NaHCO3(s )Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

c) Reacciones de sustitución o desplazamiento simple.

Una reacción de sustitución simple es aquella en la que reaccionan un elemento y un compuesto, y el

elemento por afinidad química sustituye a otro elemento del compuesto.

Con una ecuación general se puede representar esta reacción:

A + BC → AC + B


En este tipo de reacciones “A” es el elemento que desplaza o sustituye y puede ser un metal o un no-metal.

Una forma sencilla de predecir si en realidad va a ocurrir una reacción de desplazamiento es consultando la

serie de actividades de los metales 9 y la de los halógenos (tabla 6.2) Estas series agrupan a los metales y los

halógenos por orden de reactividad química descendiente.

Tabla N° 2: Actividades de metales y halógenos

Metales Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Cd Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Au

Disminuye la reactividad

Halógenos F Cl Br I

Disminuye la reactividad

El hidrógeno (H) es un no-metal, pero se incluye en esta tabla por su grado de reactividad.

La mayoría de las reacciones de desplazamiento simple pertenecen a los siguientes casos:

El metal desplaza

Primer caso: Cuando “A” es un metal en estado libre.

a. El metal desplaza a otro metal en su sal

Metal1 + sal1 → sal2 + metal2

Zn(s) + FeSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Fe(s)

Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag(s)

Revisando la serie de actividades, ambas reacciones se llevan a cabo ya que el Zn es más reactivo que el Fe y

el Cu es más reactivo que la Ag, por lo que fácilmente desplazan al hierro y a la plata respectivamente. No

sucede esto en la siguiente reacción:

Ni(s) + NaNO3(ac) → No hay reacción

Si observamos la tabla de actividades, el níquel (Ni) esta colocado después de sodio (Na), lo que indica que

el Ni es menos reactivo que el Na y no podrá desplazar a este elemento.

b. El metal desplaza al hidrógeno del agua.

Metal + agua → óxido o hidróxido metálico + hidrógeno

2Al(s) + 3H2O(g) → Al2O3(s) + 3H2(s)

Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(ac) + H2(g)

c. El metal desplaza al hidrógeno de un ácido (oxiácido o un hidrácido)

Metal + ácido → sal + hidrógeno

Mg(s) + H2SO4 (ac) → MgSO4 (ac) + H2(g)

2Na(s) + 2HCl(ac) → 2NaCl(ac) + H2(g)

Segundo caso: Cuando “A” es un no-metal (halógeno).

Halógeno1 + sal de halógeno1 → halógeno2 + sal de halógeno2

Cl2(g) + 2KBr(ac) → 2 KCl(s) + Br2(l)

Cl2(g) + 2NaI(ac) → 2 NaCl(ac) + I2(s)

Las reacciones de sustitución simple son de gran aplicación industrial; ejemplo de ello, son las reacciones en

las que intervienen los halógenos, sobre todo el CLORO por ser un agente oxidante muy fuerte.

d) Reacciones de doble sustitución o desplazamiento doble.


A estas reacciones también se les llama de metátesis, que significa un cambio en el estado, en la sustancia o

en la forma.

La ecuación general es:

AB + CD → AD + CB

Para comprender mejor este tipo de reacciones, debemos tener presenteque los compuestos están formados

por un parte positiva o catión y una negativa o anión, los que al reaccionar por doble sustitución se

intercambian.

Es característico de este tipo de reacciones:

La formación de un precipitado.

La formación de un gas.

El desprendimiento de calor.

1. Formación de un precipitado.

Esta es la reacción más común de las reacciones de doble sustitución.

Para reconocer si se formará un precipitado es importante conocer la solubilidad de las sustancias.

Existen algunas reglas sencillas de solubilidad de los compuestos inorgánicos en agua, que se pueden

consultar y que permiten predecir la formación de un precipitado:

Algunos ejemplos de reacciones de este tipo son:

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

Ni(NO3)2 + 2NaOH → Ni(OH)2↓ + 2NaNO3

Pb(NO3)2 + 2NaCl → PbCl2↓ + 2NaNO3

2. Formación de un gas.

Son ejemplos de este tipo de reacciones:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑

Los sulfuros (S2-) son insolubles, excepto los de metales alcalinos, alcalinotérreos y el sulfuro de amonio.

Los sulfatos (SO42-) son solubles, excepto el BaSO4, SrSO4 PbSO4; ligeramente solubles el CaSO4

y Ag2SO4.

Los cloruros (Cl- ) son solubles, excepto el AgCl, Hg2Cl2 y el PbCl2.

Las reacciones de doble sustitución son

aquellas en las que hay un intercambio de

iones entre los compuestos.

La solubilidad es la máxima cantidad de

soluto que se disolverá en una cantidad dada

de disolvente a una temperatura específica.


Los fosfatos (PO43-) y carbonatos (CO3

2-) son insolubles, excepto los de metales alcalinos y las sales de

amonio

Los óxidos (O2-) y los hidróxidos (OH-) son insolubles, excepto los de metales alcalinos y de ciertos metales

alcalinotérreos.

El carbonato de calcio es la materia prima para la elaboración de las tabletas antiácidas. Phillips.

3. Desprendimiento de calor.


En la reacción anterior participan un ácido y una base o hidróxido, a este tipo de reacciones se les conoce

como reacciones de neutralización, y como desprenden calor al efectuarse se les consideran reacciones

exotérmicas; se describen este tipo de reacciones en el Tabla N° 3.

Ahora conoces varios tipos de reacciones que se presentan en las combinaciones químicas de las sustancias.

Pero también las reacciones se pueden clasificar de otras formas; esta clasificación depende del aspecto que

se tome en cuenta para su estudio. Los aspectos que se pueden considerar como objeto de estudio en una

reacción química se resumen en la tabla, se incluyen en esta tabla los tipos de reacciones ya señalas.

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) + calor

Tabla N° 3: Clasificación de reacciones químicas inorgánicas

Aspecto Considerado Clasificación Ecuación general o ejemplo

Número y naturaleza química

de reactivos y productos.

Síntesis o combinación

Descomposición

Sustitución o desplazamiento simple

Doble sustitución o desplazamiento doble

A + B → C

C → A + B

A + BC → AC + B

AB + CD → AD + CB

Las reacciones químicas siempre

van acompañadas de cambios de

energía, las reacciones que liberan

energía en forma de calor se

conocen como exotérmicas y las

que absorben calor de su entorno,

endotérmicas.

Endotérmicas

Exotérmicas

A + B + CALOR → C + D

A + B → C + D + CALOR

Pérdida o ganancia de electrones

entre las sustancias participantes

en la reacción.

Óxido-reducción

(REDOX)

0 +5 +2 +2

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Cu0 - 2e- → Cu+2 (oxidación)

N+5 + 3e- → N+2 (reducción)

Los productos de la reacción se

encuentran en forma de iones.

Iónicas NH3(g) + H2O(l) → NH4+(ac) + OH-(ac)

2.3. Reacciones Químicas Importantes por su Impacto Ecológico

Hemos visto a lo largo de esta unidad, la importancia de las reacciones químicas para las actividades del ser

humano. Sin embargo, una consecuencia de estas actividades es la contaminación de los ecosistemas.

En la contaminación como fenómeno químico, participan una serie de reacciones características, cuyo

conocimiento es un foco rojo de alerta para el hombre y su supervivencia.

Un claro ejemplo de lo anterior es el uso de los combustibles fósiles. A principios del siglo XX, algunas

industrias cambiaron su fuente de energía de carbón a petróleo. Años más tarde, con el uso del automóvil, se

empezaron a utilizar otro tipo de contaminantes.

El motor del automóvil no quema la gasolina completamente. Como resultado, se añaden al aire compuestos

como los óxidos de carbono (CO y CO2), de nitrógeno (NO y NO2) y de azufre (SO2), entre otros. Estos

compuestos son todos tóxicos; algunos compuestos como los del nitrógeno y el azufre reaccionan en el aire


por la acción de la luz solar para producir otras sustancias igualmente tóxicas. A continuación señalaremos

algunos de los efectos nocivos de estos anhídridos ácidos.

Monóxido y dióxido de carbono. Actualmente, la cantidad de óxidos de carbono en la atmósfera está

aumentando, debido a las grandes cantidades de combustibles que se queman (carbón, petróleo, gas natural y

madera). Este incremento tiene dos efectos principales; uno, en los animales y el ser humano, y otro en la

atmósfera. Fig. 6.7 Contaminación por dióxido de carbono. Phillips, p. 494.

El monóxido de carbono (CO) es perjudicial para los animales y para el hombre. La hemoglobina de los

glóbulos rojos de la sangre tiene mayor afinidad por la molécula de CO que por la del oxígeno, bloqueando

así el transporte del O2 a todos los tejidos, peligrando en consecuencia la vida del organismo.

Por otro lado, dióxido de carbono aumenta el efecto de atrapar el calor de la atmósfera, y esto está

ocasionando un aumento gradual en la temperatura mundial: efecto invernadero. Las fuentes de emisión del

CO y CO2son varias; pero una muy importante es la combustión incompleta de la gasolina en los

automóviles. Las ecuaciones químicas representativas de la combustión de la gasolina son:

2C8H18(l) + 17O2(g) → 16 CO(g) + 18 H2O (g)

2C8H18(l) + 25O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(g)

El CO2 al igual que otros anhídridos ácidos, también reacciona en el aire formando ácido carbónico H2CO3,

incrementando la acidez de la atmósfera: lluvia ácida.

2.4. Lluvia ácida

En años recientes, la atmósfera se ha vuelto cada vez más ácida y su efecto ha sido devastador en los bosques

y en las tierras de cultivo, y en todo aquello formado de metal o piedra; en especial a causa del dióxido de

azufre (SO2) que se produce en las plantas generadoras que queman carbón para producir

electricidad, los procesos metalúrgicos y la combustión y refinación del petróleo.

Cuando el dióxido de azufre se combina con el oxígeno y vapor de agua en el aire, se produce ácido

sulfuroso (H2SO3); el SO2 que sufre una oxidación adicional hasta SO3, reacciona formando ácido sulfúrico

(H2SO4). Las ecuaciones que representan esta serie de reacciones químicas en la atmósfera son:

SO2 + H2O → H2SO3

2SO2 + O2 → 2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

Los ácidos formados en la atmósfera caen a la tierra con la lluvia. Esta combinación se conoce como lluvia

ácida. Los anhídridos ácidos de nitrógeno y de carbono provenientes de los vehículos de motor y de las

plantas productoras de electricidad forman ácido nitroso (HNO2), ácido nítrico (HNO3) y ácido carbónico

(H2CO3) en la atmósfera, agravando el problema de la lluvia ácida. Las ecuaciones

químicas que representan estas reacciones son:

2NO + O2 → 2NO2

2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3

CO2 + H2O → H2CO3

Los efectos de la lluvia ácida se conocen bien. La piedra caliza y el mármol en las estatuas y edificios se

disuelven con la lluvia ácida. Las estructuras de metal como la de los puentes se corroen. En los bosques, los

ríos, lagos y las áreas agrícolas cambian el grado de acidez provocando la muerte de los organismos que los

habitan.



Materiales

Tubos de ensayo

Gradilla para tubos

Pipetas Pasteur Descartables

Micro espátula

Pizetas

Reactivos

Cinc en viruta Zn (s)

Carbonato de sodio Na2CO3(s)

Indicador Fenolftaleína C20H14O4

Solución: Nitrato de Plomo PbNO3(ac)0,1 M

Solución : Yoduro de potasio KI(ac)0,1 M

Solución de Hidróxido de sodio NaOH(ac)

0,1 M

Solución de Ácido Clorhídrico HCl(ac)6.0 M

Solución de Ácido Clorhídrico HCl(ac)0.1 M


Experimento Nº 1. Reacción de Formación ó Síntesis

En un tubo de ensayo, colocar unas virutas de Cinc Zn(s), agregar 1 ml de solución de acido clorhídrico HCl

(ac) 6.0 M.


Experimento Nº 2. Reacción de Precipitación

En un tubo de ensayo, colocar 1ml de solución de nitrato de plomo Pb(NO 3)2 (ac)0.1 M, agregar gota a gota

solución de yoduro de potasio KI(ac) 0.1 M.


Experimento Nº 3. Reacción de Descomposición

En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de acido clorhídrico HCl (ac) 0.1 M, agregar lentamente un

pequeña cantidad de carbonato de sodioNa2CO3(s) .


Experimento Nº 4. Reacción de Neutralización

En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de NaOH(ac) 0,1 M y gotas de fenolftaleína, agitar y

agregar gota a gota solución de HCl(ac) 0,1 M.



1. En el Experimento Nº 1.








¿Qué sustancias se formaron?








Indique que sustancia se formó?


VI. CUESTIONARIO

1. Balancee las siguientes ecuaciones químicas

a. Mg(s) + H2O(g) ⟶ Mg(OH)2 + H2(g)

b. C3H8 + O2(g) ⟶CO2 + H2O

c. CaCO3(s) + HCl(ac) ⟶CaCl2 + H2O+ CO2(g)

d. KClO3 ⟶KCl + O2(g)

e. Al + H2SO4(ac) ⟶Al2(SO4)3 + H2(g)

2. Completa y balance las ecuaciones siguientes e indique que tipo de reacciones son:

a. Cuando el gas butano C4H10 de un encendedor de bolsillo para cigarrillos arde en el aire, se produce dióxido

de carbono y agua. Escribe una ecuación balanceada para esta ecuación.

b. El hidrogeno y el cloro gaseosos explotan y forman cloruro de hidrogeno gaseoso.

c. El monóxido de carbono gaseoso reacciona con el oxígeno gaseoso produciendo dióxido de carbono.

d. El zinc, calentando con azufre en polvo (S8), produce sulfuro de zinc.

e. Se puede hacer que el nitrógeno gaseoso reaccione con el hidrogeno gaseosos a presión elevada y

temperatura moderada, para producir amoniaco, que se usa en grandes cantidades como fertilizante.

3. Completar y balancear la siguiente ecuación de reacción de combustión

a. La acetona C3H6O, es un componente de importante del removedor de uñas. Escribe una ecuación

balanceada que describa la combustión completa de la acetona con producción de dióxido de carbono y agua

4. Completar y balancear las siguientes ecuaciones de síntesis

a. El fosforo P4, reacciona de manera espontánea con el bromo, produciendo tribromuro de fosforo.

b. El hidrogeno y el oxígeno gaseosos en una botella de vidrio, explotan cuando una chispa los enciende,

produciendo vapor de agua.

5. Completar y balancear las ecuaciones de estas reacciones de descomposición.

a. PbO2 ⟶PbO + ______

b. NaClO3⟶

c. KNO3⟶


d. HgO(s)⟶

6. Completar y balancear las siguientes ecuación de sustitución simple

e. Se vertió ácido sulfúrico en un recipiente de aluminio.

f. Se dejó caer un anillo de oro en un tanque de ácido clorhídrico.

g. Se dejó caer un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II).

7. Escribe las ecuaciones para cada una de las siguientes reacciones de desplazamiento doble .En todos los

casos se forma un precipitado, que deberías identificar con una (s), además de subrayarlo ,para que quede

claro que producto es el precipitado.

a. Se mezclan soluciones de nitrato de plata y cloruro de potasio.

b. Se mezclan soluciones de cloruro de hierro (III) e hidróxido de sodio.

c. Se mezclan soluciones de sulfato de aluminio y nitrato de bario.

d. Se mezclan soluciones de nitrato de plomo (II) y dicromato de potasio.

8. Completa y balancear las siguiente ecuaciones de la reacciones de neutralización

a. El ácido clorhídrico neutraliza al hidróxido de calcio

b. Identifica el ácido, la base, las sal y el agua entre las sustancias químicas del inciso (a)

c. Escribe una ecuación iónica neta que describa la reacción del inciso (a).

d. ¿Qué significa neutralización, en el nivel iónico?

e. Escribe una ecuación que describa la reacción del ácido carbónico con NaOH.

f. Complete la tabla

Nombre Fórmula Función

Ácido fosfórico

Sulfato de cobre II

Óxido de sodio

Fosfito de hierro II

Carbonato de amonio

Nitrato de amoniog.

VII. BIBLIOGRAFIA


S.A. México 1996.




de Texto Básico.

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