REACCIONES QUIMICAS

REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras .
EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.
las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.
LA ECUACIÓN QUÍMICA
La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio
En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Reactivos Productos

Características de la ecuación:
1. Indica el estado físico de los reactivos y productos (l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución)
2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.
EJEMPLO:
6CO2 + 6H2O →luz solar C6H12O6 + 6O2

3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía
4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de átomos que entran debe ser igual a los que salen

EJEMPLO:
2H(g) + O2(g) → 2H2O (l) + 136 kcal
5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción;

EJEMPLO:
KClO3 KCl + O2

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en:


Composición o síntesis: Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
EJEMPLO 2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)

Descomposición o análisis: Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula :
EJEMPLO 2HgO (s) → 2Hg(l) + O2(g)

Neutralización: En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.
EJEMPLO H2SO4 (ac) + 2NaOH(ac) → Na2SO4(ac) + 2H2O(l)

Desplazamiento: Un átomo sustituye a otro en una molécula
EJEMPLO CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

Intercambio o doble desplazamiento:Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan
EJEMPLO K2S + MgSO4 → K2SO4 + MgS

PREDICCION DE ENLACE

Predicción del tipo de enlace que se formará de acuerdo a la electronegatividad de los elementos.
ENLACE IONICO: Diferencia superior o igual a 1.7.
ENLACE COVALENTE POLAR: Diferencia entre 1.7 y 0.4
ENLACE COVALENTE NO POLAR: Diferencia inferior a 0.4

EL ENLACE QUÍMICO

Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas.
De esta manera se construyen todas las sustancias: agua, madera, metales...

► ¿Por qué los átomos tienden a unirse y no permanecen aislados como tales átomos?
► ¿Por qué un átomo de cloro se une a uno de hidrógeno y, sin embargo, un átomo de oxígeno se combina con dos de hidrógeno o uno de nitrógeno con tres de hidrógeno?
► ¿Cuál es el “mecanismo” que mantiene unidos los átomos?

La teoría del enlace químico trata de dar respuesta a estas cuestiones
La causa determinante de que los átomos traten de combinarse con otros es la tendencia de todos ellos a adquirir la configuración de gas noble (ns2 p6) en su capa más externa o “capa de valencia”. Ésta es una configuración especialmente estable a la que tienden todos los elementos

ENLACE IÓNICO

Si enfrentamos un átomo al que le falten pocos electrones en su capa de valencia para adquirir la configuración de gas noble (muy electronegativo, tendencia a ACEPTAR electrones), tal como el cloro, con otro cuya electronegatividad sea baja (tendencia a ceder electrones), tal como el sodio, éste cederá un electrón al cloro. Como consecuencia, el cloro se convertirá en un ión negativo (anión) mientras que el sodio se convierte en un ión positivo (catión). Ambos se unen debido a la atracción entre cargas de distinto signo (atracción electrostática)

Observa que el proceso fundamental consiste en la transferencia de electrones entre los átomo (uno da un electrón y el otro lo ACEPTA), formándose iones de distinto signo que se atraen.

En la realidad este proceso se realiza simultáneamente en millones de átomos con el resultado de que se formarán millones de iones positivos y negativos que se atraen mutuamente formando una estructura integrada por un número muy elevado de átomos dispuestos en forma muy ordenada. Es lo que se llama red iónica o cristal.

Este enlace tendrá lugar entre átomos de electronegatividad muy distinta: entre metales y no metales.

En los compuestos iónicos no se puede hablar de moléculas individuales, sino de grandes agregados. Por tanto en los compuestos iónicos la fórmula representa la proporción en que los iones se encuentran en el compuesto.
Ejemplos: NaCl. La relacion de iones de Na+ e iones Cl – es 1:1 (hay el mismo número de ambos)
Ca Cl2. Hay doble número de iones Cl – que de iones Ca +2

Los compuestos iónicos tienen las siguientes propiedades:

► Son sólidos cristalinos: estructura muy ordenada
► Poseen puntos de fusión y ebullición elevados: enlace fuerte
► Suelen ser solubles en agua.
► Fundidos o en disolución acuosa son buenos conductores de la corriente eléctrica: debido a la existencia de iones (cargas) libres

ENLACE COVALENTE

Si los átomos que se enfrentan son ambos electronegativos (no metales), ninguno de los dos cederá electrones. Una manera de adquirir la configuración de gas noble en su última capa es permanecer juntos con el fin de compartir electrones.


El proceso fundamental en este tipo de enlace es la compartición de electrones. Los átomos permanecen juntos con el fin de poder compartir los electrones.

Es un enlace característico entre átomos de electronegatividad alta (no metales).

Cuando los átomos se unen mediante este tipo de enlace se forman unas nuevas entidades formadas por los átomos unidos. Son las moléculas. Las moléculas son las unidades básicas de los compuestos.

Para referirse a los compuestos se utilizan las “formulas químicas”.

Para escribir la fórmula química correspondiente a un compuesto se citan los átomos que lo forman utilizando su símbolo afectado de un subíndice que indica el número de átomos que forman la molécula.

Por ejemplo, para el caso anterior la fórmula sería HCl.

Para representar las moléculas resultantes de la unión mediante enlace covalente se utilizan mucho los diagramas de Lewis. En ellos se representan por puntos o cruces los electrones de la capa de valencia del átomo y los electrones compartidos se sitúan entre los dos átomos. De esta manera es fácil visualizar cómo ambos átomos quedan con ocho electrones (estructura de gas noble) y los electrones compartidos:





Para simplificar la escritura los electrones de enlace se representan por una raya entre ambos átomos:

H – H O = O H – O - H

Los compuestos con enlace covalente tienen las propiedades siguientes:

► Son gases o líquidos (entre las moléculas formadas casi no hay fuerzas que las mantengan unidas)
► Tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
► Suelen ser poco solubles en agua.
► Disueltos en agua conducen mal la corriente eléctrica. (no existen cargas libres)

ENLACE METÁLICO

El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Mediante la estructura del enlace metálico de puede dar explicación a las propiedades más características de los metales tales como su facilidad para conducir la electricidad y el calor (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad) , la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos...

El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica” . Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a lo núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos del metal.









En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. La fórmula de un metal representa al átomo metálico correspondiente.

Ejemplos: Fe : hierro; Au: Oro; Cu: cobre...

Propiedades de los metales:

► Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) de densidad elevada. Observa que la red metálica postula una estructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (con los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta)
► Temperaturas de fusión y ebullición altas: síntoma de que el enlace entre los átomos es fuerte.
► Buenos conductores del calor y la electricidad: debido a la existencia de electrones libres que pueden moverse.
► Ductilidad y maleabilidad: debido a la posibilidad de que las capas de iones se puedan deslizar unas sobre otras sin que se rompa la red metálica

PRACTICA DE REACCIONES QUIMICAS

REACCIONES QUIMICAS

MATERIAL REACTIVOS

15 tubos de ensaye soluciones 0.1 M de: NaCl, AgNO3, Kl,
1 gradilla Pb( NO3)2 , BaCl2, Na2CO3, CH3COOH,
1 agitador NH4Cl, CH3COONa, Na2Cr2O7, KmnO4
Cu( NO3)2, NH4OH.
soluciones 1M de: NaOH, Na2CO3, HCl,
H2SO4 H2O2 3%, HCl 6M, H2SO4 3M,
Fe( NO3)2 0.5M , H2C2O4 0.5 M


OBJETIVO.- Llevar a cabo algunas reacciones iónicas y escribir las ecuaciones iónicas netas de cada una de las reacciones realizadas en la práctica.

INFORMACIÓN.- Muchas sustancias son disueltas por el agua formando soluciones. La mayoría de estas soluciones son estables y unas cuantas se descompondrán al dejarse en reposo. Las soluciones pueden contener iones (aniones o cationes), especies moleculares o mezclas de ambas. Cuando se mezclan dos soluciones, las especies contenidas en las soluciones se entremezclan y pueden reaccionar químicamente. La reacción que ocurre cuando se mezclan las soluciones se llama reacción en fase solución.
Existen varias clases químicas cuando se mezclan soluciones:

a) Precipitación
b) Reacción ácido- base
c) Oxidación- reducción

a) Ciertas sustancias iónicas son insolubles en agua y otras lo son cuando la mayoría de las sustancias iónicas ( solubles) lo hacen en el agua, los iones se disocian en la solución, por ejemplo: cuando las soluciones que contienen tales iones se mezclan; los iones se entremezclan y algunos reaccionan formando un sólido insoluble ( precipitado) esto es, cualquier par de iones en la mezcla son constituyentes de un sólido insoluble, estos iones se combinaran, para formarlo y una vez formado, se asentará en el fondo de la solución ( se precipitara la solución). Tal es el caso cuando las especies que se mezclan son:

MgCl2 + 2NaOH à Mg( OH)2 + 2NaCl


Los iones Mg ++ y OH – reaccionan para formar Mg(OH)2 insoluble

Mg2+ + 2OH- à Mg(OH)2









REACCION IONICA

Los iones Na + y Cl – no reaccionan por lo que no se incluye en la ecuación para las reacciones.

Los iones que no reaccionan se llaman iones espectadores


b) Las reacciones ácido- base comprenden la transferencia de protones de una especie a la otra. Un ácido es una especie que tiene tendencia a perder protones en una reacción. Una base es una especie que tiende a ganar un protón en una reacción. Una reacción ácido – base comprende un ácido que pierde un protón hacia una base.

Tales reacciones no incluyen precipitación pero si formación de nuevas especies. Las reacciones acido – base se representan por medio de ecuaciones iónicas netas por ejemplo: cuando una solución de HCl( H3O ++ Cl -) se agrega a una solución de : NaNO3 (Na+( aq) + NO3 – (aq) ) ocurre la siguiente reacción ácido- base en la cual se forma el ácido nítrico.

c) Las reacciones redox comprenden transferencia de electrones en las especies.
Cuando ocurre una reacción redox el número de oxidación de un elemento se incrementa mientras que el otro disminuye. La oxidación se caracteriza por el aumento en el número de oxidación, la reducción se caracteriza por la disminución de dicho número. Nótese que en las reacciones de precipitación y ácido – base no ocurren cambios en los números de oxidación.
Un agente oxidante es una especie que puede oxidar a otra y un agente reductor es una especie que puede reducir a otro. Cuando un agente oxidante y un agente reductor están en contacto, se puede esperar que uno oxide al otro, sin embargo, en algunas ocasiones esto no ocurre.

Una reacción redox se representa mediante su ecuación iónica neta que muestra el agente oxidante, el agente reductor y los productos juntos con otras especies necesarias para balancear la ecuación por el método aplicado; por ejemplo, sea la reacción entre el permanganato de potasio K+MnO4- y bromuro de sodio Na + Br- en acido sulfurico diluido, donde los productos son: Mn++ y Br.

Agente oxidante Agente reductor

Mn+7 ------------------------------------------------Mn+2
Br-1 -------------------------------------------------------------------------Br0

Reducción: Ganancia de electrones( agente oxidante)
Oxidación: Perdida de electrones ( agente reductor)


PROCEDIMIENTO:

1.- REACCIONES DE PRECIPITACIÓN:
Por cada uno de los casos siguientes mézclense las soluciones indicadas. anótese cualquier evidencia de reacción y a continuación la ecuación iónica balanceada para toda reacción iónica que se realice.
Llévense acabo las reacciones en tubos de ensaye pequeños y use un agitador limpio si es necesario.

a) Vierta 1ml de solución de NaCl 0.1 m en un tubo de ensaye, enseguida vierta la misma cantidad de solución de AgNO3 0.1M

b) Vierta 1ml se solución de Kl 0.1 m en un tubo de ensaye, enseguida vierta igual cantidad de solución de Pb ( NO3)2 0.1m

c) En un tubo de ensaye vierta 1ml de solución de BaCl2 0.1 m y 1 ml de solución de Na2SO4 0.1 M

d) 1 ml de solución NaNO3 0.1 M + 1 ml de solución KCl 0.1 M

e) Vierta 1 ml de solución de Zn ( NO3) 2 0.1m, enseguida 1 ml de solución de NaOH 0.1 m


f) Vierta 1ml de solución de CaCl2 0.1 m, enseguida 1 ml de solución Na2 CO3 0.1 M

2.- REACCIONES ÁCIDO – BASE:
Como en el caso anterior, mézclense las soluciones indicadas, anótese toda evidencia de reacción ( tóquese el tubo, notar cualquier ambio de temperatura) y escriba la ecuación iónica balanceada para toda la reacción que se lleva acabo.
Hágase la mezcla en tubos de ensaye haciendo uso de un agitador limpio para mezclar

a) Vierta 1ml de CH3- COOH 0.1m, con precaución perciba el olor, enseguida vierta 1 ml de solución de NaOH 0.1 m agítese y perciba su olor

b) Vierta 1 ml de NH4Cl 0.1m percibiendo con precaución su olor, enseguida agregue 1 ml de solución de NaOH 0.1 m Agítese y aprecie el olor con precaución.


c) A un tubo de ensaye agréguele 1ml de HCl 1m, enseguida 1 ml de solución de NaOH 1 m

d) Vierta 1 ml de solución de CH3- CO: ONa 0.1 m, con precaución perciba el olor y enseguida agregue 1 ml de solución HCl 0.1 m, tápese el tubo, agítese y perciba el olor.


e) Vierta 1 ml de solución de Na2CO3 0.1 M, y con cuidado, lentamente agregue 1 ml de HCl 0.1 m

f) Vierta 1ml de solución de NH4 OH 0.1m, perciba el olor con precaución, enseguida agregue 1 ml de solución de HCl 0.1 m. Tape, agite y perciba con precaución el olor



3.- REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN:
Para cada uno de los casos siguientes mézclense las soluciones indicadas, anótese toda evidencia de reacción y escríbase la ecuación iónica neta balanceada para la reacción correspondiente. Haga la mezcla en tubos de ensaye pequeños y utilice un agitador limpio en cada caso
a) HCl 6m; después agregue 1ml de solución de Fe ( NO3) 0.5 M

b) Vierta 1 ml de solución de KMnO4 0.1 m agregue cuidadosamente resbalando por las paredes del tubo 1 ml de solución de HCl 1 m. No aspire el gas que se produce.


c) Vierta 1 ml de solución de KMnO4 1m, con precaución agregue 0.5 ml de solución de H2 SO4 1m, después agregué 1ml de solución de acido oxálico H2C2O4

d) Vierta 1ml de H2O2 AL 3%. agregue 0.5 ML de H2 SO4 1m. Vierta en el tubo 1.5 ml de CCl4, después agregue 1ml de solución de Kl 0.1 m vierta todo el CCl4 usado en el resumidero.


e) En un tubo de ensaye con 1ml de Cu ( NO3)2 1M, deje caer unas granallas o trocitos de Zn metal
f) En un tubo de ensaye con 1 ml de HCl 1 m, deje caer con cuidado pedacitos de cinta de magnesio metal.



Haga su reporte con las observaciones en cada reacción, ecuaciones balanceadas en cada caso.



Proponga otro tipo de reacción química ( 2 ejemplos)

PRACTICA DE GEOMETRIA MOLECULAR

SE FORMARAN 5 EQUIPOS Y CADA EQUIPO HARA UN MODELO

1.- Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo central, localizados en lados opuestos y separados por un ángulo de 180º.
2.- Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central, separados por un ángulo de 120º.
3.- Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º.
4.- Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo central, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.
5.- Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.

PODRAN USAR EL MATERIAL QUE UDS. ELIJAN, DEBERAN HACER UNA BREVE EXPLICACION DE SU MODELO.

DEBERAN LEER TODA LA EXPLICACION QUE A CONTINUACION SE LES DA.

GEOMETRIA MOLECULAR

Si pudiéramos observar las moléculas por dentro con un potente lente, veríamos que los átomos que las conforman se ubican en el espacio en posiciones bien determinadas. El ordenamiento tridemensional de los átomos en una molécula se llama geometría molecular.
En una molécula con enlaces covalentes hay pares de electrones que participan en los enlaces o electrones enlazantes, y electrones desapareados, que no intervienen en los enlaces o electrones no enlazantes. La interacción eléctrica que se da entre estos pares de electrones, determina la disposición de los átomos en la molécula. Veamos algunos ejemplos.
La molécula de agua H2O posee dos enlaces simples O - H y yiene dos pares de electrones no enlazantes en el átomo de oxígeno. Su geometría molecular es angular.

La molécula de amoníaco (NH3) presenta 3 enlaces simples N - H y posee un par de electrones no enlazantes en el nitrógeno. La geometría molecular es piramidal.
La molécula de metano (CH4) tiene cuatro enlaces simples C - H y ningún par de electrones enlazantes. Su geometría molecular es tetraédrica.

¿Cómo se puede saber la geometría de una molécula?
En la actualidad se emplean diversos métodos experimentales para conocer en forma precisa la estructura de una molécula particular. Pero en ocasiones basta con aplicar algunos métodos sencillos para obtener una geometría molecular aproximada.
Uno de los métodos para predecir la geometría molecular aproximada, está basada en la repulsión electrónica de la órbita atómica más externa, es decir, los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo central se separan a la mayor distancia posible para minimizar las fuerzas de repulsión. Estas repulsiones determinan el arreglo de los orbitales, y estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser lineal, trigonal, tetraédrica, angular y pirámide trigonal.
Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo central, localizados en lados opuestos y separados por un ángulo de 180º.
Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central, separados por un ángulo de 120º.
Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º.
Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo centra, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.
Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.

Al leer todas estas descripciones, vemos que la forma de las moléculas es el resultado de las direcciones en que se ubican los electrones enlazantes. Parece increíble pensar que la forma que tiene una molécula es determinante en la manera como actúa, estableciendo sus propiedades.

PRACTICA Nº 4

LABORATORIO DE QUIMICA
PRACTICA Nº.
PROCESOS FUNDAMENTALES EN QUIMICA

MATERIALES Y EQUIPO SUSTANCIAS:
1 vaso de precipitados de 250ml. NaCI(sal en grano)
3vasos de precipitados de 100ml. AgNO³ sol. Al 5%
1 mortero con pistilo Fenoftaleina
1 capsula de porcelana Hidroxido de amonio
1 agitador de vidrio Permanganato de potasio
1 embudo de filtración rápida
1 soporte universal con aro
1 mechero bunsen
2 tubos de ensaye
1 equipo de destilación


OBJETIVO.- El propósito de esta practica es realizar algunos procesos fundamentales aplicados en la química , los métodos utilizados serán : pulverización, disolución, filtración, precipitación, cristalización, centrifugación , decantación y destilación

GENERALIDADES.- La separación de los componentes de las mezclas tiene gran importancia en la química . estos métodos están basados en las diferencias que existen entre las propiedades de los componentes que deben separarse
Existen mezclas formadas por : liquido-solido, liquido-liquido , solido-solido, gas- gas , gas - liquido, etc.
Se han utilizado ampliamente en todos los campos de la química muchos métodos de separación. El estudio de las características de los componentes de las mezclas permitirá elegir adecuadamente el método que deberá aplicarse

PROCEDIMIENTO.- Se recomienda observar cuidadosamente las substancias que intervienen en la realización del trabajo

PULVERIZACION.- Utilice el mortero hasta pulverizar un poco de sal en grano

DISOLVER.- disuelva la sal en 20 ml. De agua destilada

FILTRAR.-Colocar el papel filtro en el embudo, pase a través de el la mezcla , reciba el liquido(filtrado) en un vaso de precipitados

PRECIPITAR.- Coloque la mitad filtrado en un tubo de ensaye y añádale 4-6 gotas de AgNO3 ( nitrato de plata) en solución y observe.
Escriba la ecuación de la reacción química.

CENTRIFUGAR.-Lleve el tubo que contiene el precipitado y centrifugue durante 1 minuto

DECANTAR.- Elimine el liquido que sobrenada en el tubo que se llevo a la centrifuga y recíbalo en otro tubo de ensaye

CRISTALIZAR.-Ponga la otra mitad del filtrado en una capsula de porcelana , caliente a fuego leve hasta evaporación total y observe

DESTILAR.- Para la realización de este trabajo debera destilar una Solucion de agua y NaCl (cloruro de sodio) agregar 3-5 gotas de solución de permanganato de potasio y (1-2 ml.) de solución de hidróxido de amonio ademas introduzca en el matraz de destilación 6-8 núcleos de ebullición y proceda a destilar empleando la técnica de destilación simple en la que habrá de reconocerse : cabeza ,cuerpo y cola del destilado(según indicaciones del maestro) Anote le temperatura a la cual empieza a destilar (al caer la primera gota) y reciba todo lo que se destile hasta antes de que la temperatura llegue a ser constante a esta fracción se le llama cabeza,
Al permanecer constante la temperatura , cambie inmediatamente de probeta para recibir ahora todo lo que destile a esa temperatura, esta fracción es el cuerpo. Deje en el matraz de destilación lo que ya no destila esta es la cola del destilado
a) El destilado que se recibe se le agregan (1-2) gotas de fenolftaleína la presencia de coloración indica que contiene NH4OH¿Por qué?
b) El destilado final será agua, pruebe características organolépticas
c) Que tenemos como residuo?


.

Anote sus resultado en esta tabla:



FRACCION DE LA DESTILACION TEMPERATURA



CABEZA


CUERPO


COLA





CUESTIONARIO:
1.- Escriba la definición de cada uno de los procesos incluidos en esta practica.
PULVERIZACION
DISOLUCION
FILTRACION
PRECIPITACION
CENTRIFUGACION
DECANTACION
CRISTALIZACION
DESTILACION
2.-Que objeto tiene llevar a la centrifuga el tubo que contiene el precipitado y el liquido.
3.-Que finalidad se busca al conectar el agua a contracorriente en el refrigerante durante la destilación
4.- Mencione en que consiste la destilación fraccionada indicando cuando aplica.

PRACTICA Nº3

LABORATORIO DE QUÍMICA
PRACTICA N° 3
IDENTIFICACIÓN DE ALGUNOS METALES POR LA COLORACIÓN DE LA LLAMA

MATERIAL SUSTANCIAS
-Asa de alambre de platino - Cloruro de litio
o lápiz plomo(grafito) -Cloruro de sodio
-Vidrio de cobalto -Cloruro de potasio
-Vidrio de reloj -Cloruro de bario
-Mechero de bunsen - Cloruro de Estroncio
- Sulfato de cobre
-Ácido Clorhídrico
Objetivo:El alumno identificará metales alcalinos, alcalinotérreos y algunos otros como el cobre, el plomo y el arsénico.
GENERALIDADES
Algunos elementos como los metales alcalinos y alcalinotérreos al proporcionarles cierto tipo de energía (en este caso calorífica) una parte de ésta la absorben y la ceden como energía luminosa dando coloraciones diferentes que en el caso del espectro electromagnético comprendido en el rango visible (longitud de onda de 400 - 700 nm) van de violeta a rojo.La temperatura del mechero Bunsen en algunos casos es suficiente para vaporizar algunos elementos. Esto provoca cambios en los niveles energéticos del átomo, la flama excita a los electrones de las capas exteriores del átomo mandándolos a niveles superiores de energía, al regresar a su nivel normal, la energía absorbida se desprende en forma de ondas electromagnéticas de mayor longitud de onda y cuya frecuencia es proporcional a las diferencias de energía entre la constante de Planck, es decir:
La longitud de onda se relaciona con la frecuencia de la sig. manera:Donde:Ei= contenido de energía del átomo en su estado fundamental.Ef= contenido de energía del átomo en su estado excitadoh= constante de Planck 6.63 * 10-34 J *seg = frecuencia en ciclos/segc= velocidad de la luz 3x108 m/seg = longitud de onda en nanómetros (nm)Si el valor de está dentro del rango del espectro visible se producirá un color en el ensaye a la flama, por esta razón cada elemento al ser excitado produce un espectro único, característico y diferente al de cualquier otro elemento. Su estudio cae dentro del campo de la espectroscopia
DESARROLLO
1. Coloca las sustancias por experimentar en vidrios de reloj, procurando humedecerlas con algunas gotas de agua destilada. En algunos de los vidrios de reloj se tendrá ácido clorhídrico diluido 1:1 para limpiar el asa de platino cuantas veces sea necesario. El asa debe limpiarse cada vez que se cambie de sustancia para evitar interferencias en las coloraciones. Generalmente, los mecheros de bunsen están muy contaminados de sodio , por lo que la identificación de este elemento se dificulta un poco ; sin embargo, repitiendo experimento varias veces , es posible lograrlo con cierta facilidad. Para limpiar el asa, se humedece esta en ácido clorhídrico y se lleva a la llama hasta que su coloración sea normal.
2. Mezcla los cloruros de sodio y de potasio, lleva la mezcla a la llama y observa a simple vista. después , haz la observación a través del vidrio de cobalto. Anota las observaciones

















En la siguiente tabla indique la coloración que comunican a la flama los cationes:
ELEMENTO COLOR DE LA FLAMA BIBLIOGRÁFICO COLOR OBSERVADO
K VIOLETA

Na AMARILLO

Li ROJO CARMÍN

Ca ROJO LADRILLO

Sr CARMESÍ

Cu VERDE AMARILLENTO

Pb AZUL PÁLIDO

Ca

















CONCLUSIONES
SUSTANCIA COLORACIÓN DE LA LLAMA OBSERVACIONES

Cloruro de litio

Cloruro de sodio

Cloruro de potasio

Cloruro de bario

Cloruro de estroncio

Cloruro de cobre

Espectro de emisión del átomo de hidrógeno
Como ya Einstein lo había explicado, al liberarse energía, ésta se manifiesta en forma de fotones que constituyen la "luz". Con este principio, Bohr demostró que las energías que el electrón del átomo de hidrógeno puede poseer están definidas por:
En=-RH[1/n2]
RH= Constante de Rydberg (2.18 x 10-18 J)

Cuando el electrón pasa de un nivel de alta energía a otro de más baja, entonces se genera un espectro de emisión por la liberación de fotones.
Espectro de emisión del átomo de hidrógeno
La ecuación explica la absorción de energía al pasar de un estado inicial o basal a un estado excitado. Sustituyendo valores queda:
ê E = RH [1/n2i - 1/n2f]
Considerando que

ê E = hn , y el signo del resultado, tendremos:
Cuando es negativo se libera energía.
Cuando es positivo la energía es absorbida por el electrón.
Ejemplo:
Cual es la longitud de onda de un fotón emitido durante una transición desde el estado ni=5 al estado nf=2 en el átomo de hidrógeno?
Respuesta:
Dado que nf=2, esta transición da lugar a una línea espectral en la serie de Balmer.
ê E = RH [1/n2i - 1/n2f]
=2.18 x 10-18 J (1/52 – 1/22)
= -4.58 x 10-19 J
El signo negativo indica que ésta es energía asociada con un proceso de emisión. Para calcular la longitud de onda se omitirá el signo menos de ê E = hv ó v= ê E/h, se puede calcular la longitud de onda del fotón escribiendo:
l = c/n
= ch/ ê E
= (3.00 x 108 m/s)(6.63 x 10-34 J s)
4.58 x 10-19 J
= 4.34 x 10-7 m
= 4.34 x 10-7 m x (1 x 10-9 nm) = 434 nm
1 m
Tarea:
- Calcula la longitud de onda de un fotón emitido por un átomo del hidrógeno cuando su electrón cae del estado n=5 al estado n=3.
- Calcule la frecuencia y longitud de onda del fotón emitido cuando un electrón sufre una transición del nivel n=4 al nivel n=2 en un átomo de hidrógeno.

MODELO ATÓMICO DE BOHR

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas)
è Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
è Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables.
è Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

MODELO DE SCHRÖDINGER: MODELO ACTUAL


Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.

EFECTO FOTOELÉCTRICO
Formación y liberación de partículas eléctricamente cargadas que se produce en la materia cuando es irradiada con luz u otra radiación electromagnética. Esto sucede cuando se agrega suficiente energía para vencer las fuerzas de atracción que existen en las superficies del metal y se emiten electrones por la acción de los rayos ultravioleta ó de los rayos X produciéndose otro efecto de luz relacionado con la electricidad. En el efecto fotoeléctrico externo se liberan electrones en la superficie de un conductor metálico al absorber energía de la luz que incide sobre dicha superficie. Este efecto se emplea en la célula fotoeléctrica, donde los electrones liberados por un polo de la célula, el fotocátodo, se mueven hacia el otro polo, el ánodo, bajo la influencia de un campo eléctrico (experimento en 1887 del el efecto fotoeléctrico externo, a medida que la luz que incide sobre un metal se hace más intensa, en el metal se liberarán electrones con una energía cada vez mayor). Cuando un electrón libre del metal es golpeado por un fotón, absorbe la energía del mismo. Si el fotón tiene la suficiente energía, el electrón es expulsado del metal. El término efecto fotoeléctrico también puede referirse a otros tres procesos: la fotoionización, la fotoconducción y el efecto fotovoltaico. La fotoionización es la ionización de un gas por la luz u otra radiación electromagnética. Para ello, los fotones tienen que poseer la suficiente energía para separar uno o más electrones externos de los átomos de gas. En la fotoconducción, los electrones de materiales cristalinos absorben energía de los fotones y llegan así a la gama de niveles de energía en la que pueden desplazarse libremente y conducir electricidad. En el efecto fotovoltaico, los fotones crean pares electrón-hueco en materiales semiconductores.

CUERPO NEGRO Y TEORÍA DE PLANCK

CUERPO NEGRO Y TEORÍA DE PLANCK
El físico alemán Max Karl Ernst Ludwig Planck en 1900, dice que la interacción entre la materia y la radiación, no se verifica de manera continua, sino por pequeñas pulsadas llamados cuantos (radiaciones electromagnéticas emitidas en unidades discretas de energía), como resultado de los estudios de la radiación del cuerpo negro (cuerpo o superficie ideal, que absorbe toda la energía radiante sin reflejar ninguna). Planck diseño una fórmula matemática que describiera las curvas reales con exactitud, para demostrar que no todas las formas de radiación electromagnética estaban constituidas por ondas, después, dedujo una hipótesis física que pudiera explicar la fórmula. Su hipótesis fue que la energía sólo es radiada en cuantos cuya energía es hð, donde ð es la frecuencia de la radiación y h es el `cuanto de acción', ahora conocido como constante de Planck. Según Planck, la energía de un “cuanto de luz” (fotón), es igual a la frecuencia de la luz multiplicada por una constante. La primera medida fiable de la constante de Planck (1916) se debió al físico estadounidense Robert Millikan. El valor actualmente aceptado es h = 6,626 × 10-34 julios·segundo.

BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORÍA CUÁNTICA APLICADA A LA ESTRUCTURA ATÓMICA

BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORÍA CUÁNTICA APLICADA A LA ESTRUCTURA ATÓMICA
¿Cómo pueden encontrarse los electrones en los átomos de forma que absorban y emitan energía como cuantos?. Para resolver esta pregunta, Bohr sugirió que los electrones deben hallarse en órbitas de cierto tamaño, moviéndose a cierta velocidad. Entonces, los electrones deben tener cierta energía. Si el electrón absorbe energía, se moverá en un órbital de mayor energía y más alejada del núcleo. Si pierde energía, el electrón se moverá en otra órbita más cercana al núcleo. La teoría cuántica indujo la idea de que los electrones en las orbitas, tienen una cantidad de energía (se dice que los electrones se encuentran en ciertos niveles de energía). Bohr aplico estas ideas al átomo de hidrógeno y calculo matemáticamente cual seria la frecuencia de la radiación emitida por el hidrógeno, desafortunadamente, esa teoría no funciono también con elementos cuyos átomos son más complejos que los del hidrógeno. Como resultado del trabajo teórico y experimental, se ha llegado a desarrollar una representación de la estructura atómica, que explica en forma satisfactoria los fenómenos químicos. Más que describir al electrón como si se encontrase en un orbital perfectamente definido, la nueva teoría cuántica sugiere que existen en regiones que se conocen como capas. Cada capa tiene la capacidad para contener a mas de un electrón, aun cuando existe un limite superior, dependiendo de la capa que sé este considerando. A diferencia de la orbita, una capa tiene una ubicación menos definida alrededor del núcleo.

CONTENIDO DE TEMAS UNIDAD I

CARACTERÍSTICAS DEL ATOMO
Son las unidades más pequeñas de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos se pueden descomponer en sus constituyentes últimos, o elementos. La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió obtener respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y masa de los diferentes átomos. El átomo más ligero, es el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10-27 kg. Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

UNIDAD 1

UNIDAD 1.- TEORÍA CUÁNTICA Y ESTRUCTURA ATÓMICA

Base experimental de la teoría cuántica
Teorías de la luz, Cuerpo negro y efecto fotoeléctrico, teoría de Max Planck
Espectro y series espectrales
Átomo de Bohr
Aportaciones de Bohr al modelo mecánico cuántico
Teoría atómica de Sommerfeld
Estructura atómica
Principio de incertidumbre de Heisemberg
Principio de dualidad postulado de De Broglie
Ecuación de onda de Schrödinger
Orbítales atómicos y números cuánticos
Principio de Exclusión de Pauli
Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos
Configuración electrónica de los elementos.
Principio de construcción
Principio de la Máxima multiplicidad
de Hund
Ubicación periódica de acuerdo al
electrón diferencial