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Tecnológico de Estudios Superiores
de Cuautitlán Izcalli
Organismo Público Descentralizado del Estado de México
DIRECCIÓN ACADÉMICA
DIVISIÓN DE INGENIERÍA ELECTRÓNICA
MANUAL DE PRÁCTICAS
QUIMICA
FECHA: 20 – MARZO-2012
ELABORO
REVISO
ING. CECILIA VARGAS VELASCO
NOMBRE Y FIRMA DEL DOCENTE
AUTORIZO
LIC. JOSE MARIANO PECH
ING. AURORA RESENDIZ
MORALES
GUERRERO
PRESIDENTE DE LA ACDEMIA
SECRETARIO DE LA ACADEMIA
Vo Bo
ING. MARIA DEL CARMEN RODRIGUEZ PAZCUAL
JEFE DE DIVSION
DIRECCION ACADEMICA Y/O SUBDIRECCION DE
NORMATIVIDAD Y CALIDAD ACADEMICA
SECRETARÍA DE EDUCACIÓN
SUBSECRETARÍA DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR Y SUPERIOR
DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR
AV. NOPALTEPEC S/N, FRACCIÓN LA COYOTERA DEL EJIDO DE SAN
ANTONIO CUAMATLA, CUAUTITLÁN IZCALLI, ESTADO DE MÉXICO
TEL.: (5)8-73-73-37 FAX: (5)8-68-90-25. www.tesci.edu.mx
Ingeniería Electrónica
Química
INDICE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA
Pág.
1.
Conocimiento y manejo del material de laboratorio
3
2.
Espectros de emisión
14
3.
Propiedades periódicas de los elementos no metálicos
20
4.
Enlaces químicos
26
5. Reacciones químicas
36
6.
Reacciones óxido-reducción
42
7.
Ácidos y Bases
49
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
INTRODUCCION
El hombre como ser pensante siempre ha sentido curiosidad por descubrir todo lo que pasa a su
alrededor, a través de los siglos ha hechos descubrimientos que le han dado dominio sobre su medio
ambiente. Este conocimiento le ha ayudado a satisfacer sus necesidades.
Dentro de este contexto la química juega un papel muy importante ya que nos ayuda a comprender a
nuestro planeta y más aún el universo que nos rodea.
El laboratorio es una entrada muy grande al mundo del conocimiento, en donde se despertarán
inquietudes y expectativas en el ámbito científico y humanístico. El aprendizaje experimental, ayuda al
alumno a desarrollar habilidades de pensamiento y destrezas que le permiten la aplicación de los
conocimientos adquiridos en la resolución de problemas y el permiten su vez desarrollar una
conciencia crítica y responsable de las repercusiones de la ciencia y la tecnología en la vida actual.
JUSTIFICACIÓN
La asignatura de química tiene como finalidad que el alumno adquiera conocimientos básicos sobre la
estructura de la materia, su relación con las propiedades físicas y químicas y sus aplicaciones, de tal
forma el alumno podrá efectuar una integración entre la ciencia, tecnología y sociedad.
Dentro del proceso enseñanza-aprendizaje de la química, en necesario reforzar el conocimiento
teórico adquirido mediante demostraciones y representaciones de fenómenos, a fin de comprender los
conceptos y principios que rigen a la química y considerando que esta es una disciplina científica de
carácter experimental, se utilizará el laboratorio para apoyar dicho conocimiento.
PROPÓSITO GENERAL
Las prácticas del laboratorio de química tienen como objetivo general:
1. Apoyar y reafirmar los conocimientos impartidos previamente en clase
2. Crear el interés por el método científico, facilitando la comprensión del conocimiento de la
materia.
3. Fomentar la habilidad, criterio, responsabilidad, confianza y seguridad en el desarrollo de un
experimento, aplicando lenguajes, métodos, técnicas e instrumentos básicos, así como el uso
de materiales, equipos y sustancias químicas.
4. Interpretar y registrar todas las observaciones y datos en forma exacta, completa y razonable.
5. Desarrolle la capacidad de trabajar en equipo mediante el intercambio y la discusión de
puntos de vista e ideas, en la planeación, desarrollo y evaluación e prácticas realizadas dentro
del laboratorio.
6. Ser capaz de establecer conclusiones de acuerdo con los resultados obtenidos y en base a
esto tomar decisiones que le permitan aplicar dichos conocimientos como un instrumento para
resolver problemas que posteriormente se le puedan presentar en el desarrollo de su carrera.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Tecnológico de Estudios Superiores
de Cuautitlán Izcalli
Organismo Público Descentralizado del Estado de México
DIRECCIÓN ACADÉMICA
DIVISIÓN DE INGENIERÍA ELECTRÓNICA
MANUAL DE PRÁCTICAS
QUIMICA
FECHA: 20 – MARZO-2012
ELABORO
REVISO
ING. CECILIA VARGAS VELASCO
NOMBRE Y FIRMA DEL DOCENTE
AUTORIZO
LIC. JOSE MARIANO PECH
ING. AURORA RESENDIZ
MORALES
GUERRERO
PRESIDENTE DE LA ACDEMIA
SECRETARIO DE LA ACADEMIA
Vo Bo
ING. MARIA DEL CARMEN RODRIGUEZ PAZCUAL
JEFE DE DIVSION
DIRECCION ACADEMICA Y/O SUBDIRECCION DE
NORMATIVIDAD Y CALIDAD ACADEMICA
SECRETARÍA DE EDUCACIÓN
SUBSECRETARÍA DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR Y SUPERIOR
DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR
AV. NOPALTEPEC S/N, FRACCIÓN LA COYOTERA DEL EJIDO DE SAN
ANTONIO CUAMATLA, CUAUTITLÁN IZCALLI, ESTADO DE MÉXICO
TEL.: (5)8-73-73-37 FAX: (5)8-68-90-25. www.tesci.edu.mx
Ingeniería Electrónica
Química
INDICE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA
Pág.
1.
Conocimiento y manejo del material de laboratorio
3
2.
Espectros de emisión
14
3.
Propiedades periódicas de los elementos no metálicos
20
4.
Enlaces químicos
26
5. Reacciones químicas
36
6.
Reacciones óxido-reducción
42
7.
Ácidos y Bases
49
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
1. Durante la estancia en el laboratorio el alumno deberá utilizar obligatoriamente bata y en los
casos indicados por el profesor, lentes de seguridad y/o guantes.
2. El pelo largo debe llevarse recogido
3. Está estrictamente prohibido fumar, consumir alimentos o bebidas dentro del laboratorio
4. No se debe llevar a la boca ningún producto químico para conocer su sabor, ni tampoco tocarlo
con las manos
5. Alumnos con pelo largo deben llevarlo recogido
6. Deben lavarse las manos y quitarse la bata antes de salir del laboratorio
7. Trabajar de manera ordenada y con limpieza para evitar accidentes, manteniendo el área de
trabajo en forma ordenada sin abrigos, bolsas, y cosas innecesarias.
8. Actuar y trabajar responsablemente sin prisas y pensando en cada momento lo que se está
haciendo y con el material y reactivos ordenados.
9. No se deben hacer bromas, correr, jugar, empujar, etc., en el laboratorio
10. Está terminantemente prohibido hacer experimentos no autorizados por el profesor.
11. No se debe utilizar ni limpies ningún frasco de reactivos que haya perdido su etiqueta.
Entregarlo inmediatamente a tu profesor.
12. No se puede sustituir nunca, sin autorización previa del profesor, un producto químico por otro
en un experimento, ni utilizar un equipo o aparato sin conocer perfectamente su
funcionamiento. En caso de duda, preguntar siempre al profesor
13. No pipetear los ácidos, puede llegar a ingerirlos.
14. Leer cuidadosamente la etiqueta del frasco hasta estar seguro de que es el
reactivo que
necesita, no utilice reactivos que estén en frascos sin
etiqueta.
Después de que utilice
un reactivo tenga la precaución de cerrar bien el frasco.
SÍMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD
Para una correcta manipulación de los productos peligrosos es imprescindible que el usuario sepa
identificar los distintos riesgos a través de la señalización con los símbolos de peligrosidad
respectivos.
Estos símbolos son pictogramas o representaciones impresas en fondo anaranjado, utilizando en
rótulos de productos químicos y sirve como advertencia. La etiqueta en general es la primera
información que recibe el usuario y es la que permite identificar el producto en el momento que se
utiliza. Todo producto químico debe llevar dicha etiqueta obligatoriamente, en un lugar visible y que
contenga la siguiente información:
a) Nombre de la sustancia. Incluido en el caso de los preparados y en función de la peligrosidad
y de la concentración de distintos componentes, el nombre de alguno de ellos
b) Nombre, dirección y teléfono del fabricante o importador, es decir el responsable de su
comercialización
A continuación se muestra una tabla con los símbolos de peligrosidad y su respectivo significado.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
Código NFPA 704
Existe un código llamado NFPA 704 en donde por medio de una etiqueta que se le añade a los
reactivos, se identifica a los productos peligrosos, utilizando los siguientes criterios:
PRACTICA No. 1
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
PRÁCTICA No. 1
CONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL DE LABORATORIO
COMPETENCIA ESPECÍFICA:
Reconocer y manejar correctamente cada uno de los materiales de uso común en el laboratorio
de química
INTRODUCCION:
La mayor parte de los instrumentos utilizados en el laboratorio son de vidrio. Este
material es muy útil por su transparencia, su facilidad de limpieza, poca reactividad y su
resistencia a las altas temperaturas.
A continuación se describe el material de vidrio empleado con mayor frecuencia en el
laboratorio y su utilidad
1.
Matraz de bola aforado
Esta provisto de un cuello largo y una señal de
aforo que indica su capacidad. Este tipo de
matraz es muy preciso y se utiliza para
preparar soluciones de una concentración
específica
2.
Matraz de redondo
Se utiliza principalmente para síntesis
orgánicas y para calentar sustancias de forma
más controlada, ya que produce corrientes de
convección y esto hace que el calentamiento
del líquido se más uniforme
3.
Matraz erlenmeyer
Este tipo de matraces son utilizados para
mezclar, transportar y hacer reaccionar
sustancias, pero no para mediciones exactas
de volúmenes ya que sus escalas producen
aproximadamente un 5% de error.
Su forma disminuye el riesgo de salpicaduras
y facilita la agitación interrumpida de
sustancias.
4.
Matraz Kitazato:
Matraz de vidrio que presenta un vástago.
Están hechos de cristal grueso refractario para
que resista cambios de presión y temperatura.
Se utiliza para efectuar filtraciones al vacio.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
5.
Matraz de destilación
Son matraces de diferente capacidad, se
emplea para calentar líquidos, cuyos vapores
deben seguir un camino obligado (hacia el
refrigerente), por lo cual cuentan con una
salida lateral.
6.
Vasos de precipitado:
7.
Se utilizan para disolver, preparar o calentar.
Se fabrican en vidrio ordinario o refractario
“pirex”. Hay de diversos tamaños.
Son cilíndricos y en la boca llevan un pequeño
apéndice para facilitar el vertido de sustancias
o otros recipientes
Probeta
Química
La probeta es un cilindro graduado provisto de
una base. Se usa cuando se desea medir
volúmenes de líquidos cuya precisión no es
muy elevada.
Algunas llevan una escala graduada en color
rojo, generalmente para facilitar la lectura de
las mediciones.
También hay probetas hechas de plástico con
las que se deben tener cuidado al usar
solventes orgánicos que las puedan disolver
8.
Bureta:
Es un cilindro de vidrio, en
el extremo inferior lleva
una llave que permite
controlar el flujo del líquido
que contiene.
Se usa para llevar a cabo
titulaciones (reacciones
ácido-base).
Posee una escala graduada en mililitros y en
fracciones de esta unidad.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
9.
Química
Embudo:
Se emplean para filtrar sustancias líquidas o
para trasvasarlas de un recipiente a otro.
Existen de diferentes materiales, vidrio
ordinario, vidrio refractario ( “pirex”), plástico,
porcelana, según el tipo de aplicación deseada
10.
Embudo de separación:
Es un embudo que tiene la forma de un globo,
y sirve para separar líquidos inmiscibles, hay
de diferentes capacidades.
11.
Pipeta:
Es un tubo cilíndrico con un ensanchamiento
central que mide volúmenes fijos con gran
precisión. Tienen una señal de aforo
12.
Refrigerante:
Es un tubo de vidrio que presenta en cada
extremos dos vástagos dispuestos en forma
alterna. En la parte interna presenta otro
tubo que se continúa al exterior terminando
en un pico gotero. Su nombre se debe al tubo
interno que presenta. Se utiliza como
condensador de destilaciones. Existen varios
tipos, refrigerante rosario, serpentín y recto.
Recto
13.
de Serpentín tipo rosario
Tubos de ensayo:
Son cilindros cerrados por uno de sus
extremos que se emplean para calentar,
disolver o hacer reaccionar pequeñas
cantidades de sustancias. Pueden ser de
vidrio ordinario o refractario (“pirex”). Estos
últimos son los que se deben utilizar cuando
se necesite calentar.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
14.
Vidrio de reloj:
Son pequeños recipientes cóncavos fabricados
de cristal de buena calidad y se utilizan para
evaporar pequeñas cantidades de líquidos y
para pesar sólidos
15.
Cápsula de porcelana:
Química
Se utiliza para calentar sustancias a altas
temperaturas ya que este material es muy
resistente
16.
Mortero con pistilo:
Generalmente están fabricados de porcelana
aunque puede ser también de vidrio, se
utilizan para pulverizar sustancias sólidas o
para macerar material vegetal en procesos de
extracción.
17.
Varilla de vidrio:
Se utilizan como agitadores o para transvasar
sustancias. Están fabricadas de vidrio y son
huecas o macizas.
18.
Varilla de
Vidrio
Termómetro:
Es un instrumento utilizado para medir la
temperatura y está formado por un capilar de
vidrio de diámetro uniforme comunicado por
un extremo con una ampolla llena de
mercurio. En el laboratorio se disponen de
termómetros graduados de 100°C a 300°C
generalmente.
19.
Balanza:
Dispositivo mecánico o electrónico empleado
para determinar el peso de un objeto o
sustancia.
Para pesar sólidos con una precisión no muy
grande se puede utilizar balanzas sencilla
granatarias y cuando la precisión es necesaria
o son cantidades muy pequeñas, se
recomienda la balanza analítica
Balanza
granataria
Balanza
analítica
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
20.
Química
Mechero de Bunsen:
Se utiliza para el calentamiento no controlado
de muestras. Es un dispositivo de combustión
que utiliza gas propano, gracias a la mezcla de
aire con el gas a lo largo de la chimenea del
mechero, se lleva a cabo la combustión,
puede alcanza temperaturas hasta de 1500°C
cuando su llama e azul
21.
Espátula:
Puede estar construida de diferentes
materiales como metal, plástico, porcelana y
se utiliza para transvasar materiales sólidos o
semisólidos.
22.
Pinzas para bureta:
Se utilizan para sujetar dos buretas a la vez.
Son muy útiles para titulaciones
23.
Pinzas para
bureta
Pinzas para tubo de ensaye:
Son instrumentos en forma de tenazas que
sirven para sujetar los tubos de ensaye,
pueden ser de madera o metálicos.
24.
Soporte universal:
Está formado por una base o pie pesado, en el
que ajusta perfectamente el extremo de una
barra cilíndrica de hierro. A dicha barra se le
pueden acoplar aros y pinzas que se utilizan
para sujetar otros elementos
25.
Anillo de metal:
Anillo circular de hierro que se adapta al
soporte universal, sirve como soporte de
otros utensilios como vasos de precipitados y
matraces.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
26.
Química
Tela de asbesto:
Instrumento que se coloca encima de un aro
metálico, el cual esta sujetado a un soporte
universal. Sobre esta tela de asbesto se
colocan recipientes que se deseen calentar.
Estas telas llevan en el centro un círculo de
asbesto que protege el vidrio de la acción
directa de la flama y contribuye a que el calor
se distribuya uniformemente sobre la base del
recipiente
27.
Piseta:
Se utiliza para lavar la cristalería, están hechas
de polietileno y tienen una punta que permite
introducir el líquido de lavado fácilmente
dentro de los tubos de ensayo y otros
recipientes.
28.
Frascos de reactivos:
Se utilizan para verter gota a gota sustancias
como ácidos concentrados. Existen frascos de
vidrio oscuro para evitar la acción de la luz
solar sobre sustancias, algunos tiene tapón
esmerilado.
29.
Cucharilla de combustión:
Un extremo se utiliza para retirar pequeñas
cantidades de sustancia y depositarla en otro
recipiente; el otro extremo para calentar
pequeñas cantidades de sustancia.
30.
Pinza tipo nuez:
Sirve para sujetar aro de bunsen, pinza para
balón y otros soportes similares.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
CUESTIONARIO
1. Defina los siguientes conceptos
a) Medición
b) Volumen
c) Masa
2. ¿Por qué la mayor parte del material de laboratorio es de vidrio?
3. Haz un esquema del mechero de bunsen indicando sus partes y funcionamiento de ellas, ¿cuál es
la zona más caliente de la flama del mechero y hasta que temperatura puede alcanzar?
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
4. De los recipientes utilizados para medir líquidos en laboratorio, ¿cuál es el más preciso, por qué?
5. ¿Qué aparato se utiliza para medir soluciones con una concentración determinada?
6. ¿Qué tipo de balanza utilizarías para medir cantidades pequeñas y con una gran precisión?
7. Dibuja el código de seguridad que se manejan en los frascos de los reactivos y haz una
explicación de éste.
8. Menciona 5 medidas de seguridad dentro del laboratorio
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
9. En la figura mostrada por el profesor, dibuje su esquema e identifique cada uno de los materiales
utilizados.
MATERIAL Y EQUIPO:
Material disponible en el laboratorio
DESARROLLO EXPERIMENTAL
1. El profesor mostrará los materiales de uso más comunes en el laboratorio para que el alumno los
identifique y defina su utilidad.
2. El alumno elaborará una ficha de dos de los reactivos del laboratorio, que contenga la siguiente
información, para después integrar un catálogo de reactivos:
Nombre del reactivo:
Propiedades físicas y químicas:
Toxicidad:
Código de seguridad:
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
Nombre del reactivo:
Propiedades físicas y químicas:
Toxicidad:
Código de seguridad:
CONCLUSIONES
BIBLIOGRAFÍA
Ralph a. Burns. Fundamentos de Química, Cuarta edición, Prentice Hall
Brown T. L. y Lemay Jr. H. E. Química: la ciencia central. Ed. Pearson
Chang Raymond, Química, Ed. McGraw-Hill, 7ª edición
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
PRACTICA No. 2
ESPECTROS DE EMISION
COMPETENCIA ESPECÍFICA:
Identificar algunos elementos metálicos por el color producido a la flama
INTRODUCCION:
Si se coloca l mano a algunos centímetros de un foco, ¿qué sensación se experimentará? La mano se
calentará. La “luz” del foco de algún modo transmite energía hasta la mano, esta transmisión de
energía desde un punto a otro a través de la luz se le llama radiación electromagnética. Hay
muchos tipos de radiación electromagnética como los rayos X, la luz blanca (emitida por un foco
común), las de microondas, ondas de radio, etc. Las ondas tienen tres características: la longitud
de onda ( ) que es la distancia entre dos crestas o valles consecutivos en una onda, la frecuencia
( que indica cuantas ondas pasan por determinado punto en un segundo, y la velocidad que indica
la rapidez con la que se desplaza la resta de una onda. La luz también viaja en forma de ondas.
Los diversos tipos de radiación electromagnética (rayos X, microondas, etc.) difieren en su longitud de
onda, como se muestra a continuación
Las ondas electromagnéticas tienen dos tipos de propiedades, se comportan como partículas, es decir
el haz de luz que viaja a través del espacio está formado por diminutos paquetes de energía llamados
fotones y además se comporta como una onda. Las diferentes longitudes de onda de la radiación
electromagnética llevan a distintas cantidades de energía, es decir a medida que la longitud de onda
de la luz es más larga, la energía de sus fotones es menor
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
Espectro de emisión atómica
Cuando los átomos reciben energía de alguna fuente se pueden se excitan y pueden liberar dicha
energía emitiendo luz. La luz emitida la transporta un fotón. De este modo, la energía del fotón
corresponde exactamente al cambio de energía que experimenta el átomo emisor. Los fotones de alta
energía corresponden a la luz de longitud de onda corta, mientras que los fotones de alta energía
corresponden a la luz de longitud de onda larga. En consecuencia, los fotones de luz roja llevan
menos energía que los fotones de luz azul, ya que la luz roja tiene una longitud de onda mayor que la
luz azul, El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas
electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento. Cada espectro de emisión atómico de
un átomo es único y puede ser usado para determinar si ese elemento es parte de un compuesto
desconocido.
Las características del espectro de emisión de algunos elementos son claramente visibles a ojo
descubierto cuando estos elementos son calentados. Por ejemplo, cuando un alambre de platino es
bañado en una solución de nitrato de estroncio y después es introducido en una llama, los átomos de
estroncio emiten color rojo. De manera similar, cuando el cobre es introducido en una llama, ésta se
convierte en luz azul. Estas caracterizaciones determinadas permiten identificar los elementos
mediante su espectro de emisión atómica.
El hecho de que sólo algunos colores aparezcan en las emisiones atómicas de los elementos significa
que sólo determinadas frecuencias de luz son emitidas. Cada una de estas frecuencias está
relacionada con la energía con la fórmula:
donde E es la energía, h es la constante de Planck y v es la frecuencia. La frecuencia v es igual a:
v=c/λ. Donde c es la velocidad de la luz en el vacío y λ es la longitud de onda. Con esto se concluye
que sólo algunos fotones con ciertas energías son emitidos por el átomo. El principio del espectro de
emisión atómica explica la variedad de colores en signos de neón, así como los resultados de las
pruebas de las llamas químicas mencionadas anteriormente.
Las frecuencias de luz que un átomo puede emitir dependen de los estados en que los electrones
pueden estar. Cuando están excitados, los electrones se mueven hacia una capa de energía superior.
Y cuando caen hacia su capa normal emiten la luz.
TIPO DE LUZ EMITIDA POR DIFERENTES COMPUESTOS
COLORACION A LA FLAMA
COMPUESTO
NaCl
Amarillo, naranja
CuCl2
Verde
CaCl2
Rojo anaranjado
KCl
Cu So4
Violeta
Ba Cl2
Ca Co3
Amarillenta con un toque de verde
Al Cl3
Naranja
Hg Cl3
Naranja
Zn Cl2
Naranja
Pb Cl
Azul claro
Li Cl
Co Cl2
Rosa oscuro
Mg Cl2
Verde
Fe Cl3
Cd Cl2
Rosa−naranja
Ni Cl2
Naranja− Rojo
Verde
Naranja
Chispas amarillas y naranjas
Naranja con chispas amarillas
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
CUESTIONARIO:
1. ¿Qué es una onda electromagnética?
2. ¿Qué es un espectro de absorción y de emisión?
3. ¿Qué sucede con los electrones de un átomo cuando están sometidos a una fuente externa de
energía?
4. ¿Qué es la luz visible?
5. ¿Qué se observa cuando un átomo cambia de un nivel mayor a uno menor de energía? ¿Es lo
mismo para todos los elementos?
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
MATERIAL Y EQUIPO:
1
1
1
5
Mechero Bunsen
Barra de grafito ( puntilla de lápiz)
Espátula
Vidrio de reloj
Acido clorhídrico diluido (1:1) o alcohol metílico
Cloruro de sodio
Cloruro de potasio
Cloruro de bario
Cloruro cuproso
Cloruro de estroncio
Cloruro
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
1. Colocar en los vidrios de reloj las sustancias que proporcione el profesor
2. Tomar un lápiz y desprende aproximadamente 10 cm de madera de la punta del lápiz, de tal
forma que quede al descubierto un fragmento de grafito de longitud suficiente, para que al
exponerlo a la flama no se queme la madera.
3. Enciende el mechero de Bunsen, regulando para que la mezcla de aire y gas produzca una flama
azul.
4. Llevar la barra de grafito al mechero y calentarla hasta rojo vivo, en seguida humedecer la punta
en la solución de ácido clorhídrico o alcohol.
5. Cubrir el grafito con la sal problema e introducirlo en la parte oxidante del mechero, y observar su
coloración, hacer anotaciones.
6. Repetir el experimento para las demás sales
7. Registra tus observaciones en el siguiente cuadro
RESULTADOS
Sustancia
Nombre
Fórmula
Coloración
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
1. ¿Qué observa al introducir el grafito en las sales puras y ponerlo al fuego?
2. ¿Se logro identificar a las sales, explicar?
3. ¿Por qué cada una de las diferentes sales tienen coloraciones distintas?
4. ¿Qué relación tiene el espectro electromagnético con la coloración de las sales?
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
5. Dibuja el espectro electromagnético y señala el área donde se localizan cada uno de los elementos
que identificaste
CONCLUSIONES:
BIBLIOGRAFIA:

Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición

Beristain Bonilla. Química I. 4ª. Edición Ed. Nueva imgen

Spencer. Química. Ed. Cecsa

Brown T. L. y Lemay Jr. H. E. Química: la ciencia central. Ed. Pearson

Chang Raymond, Química, Ed. McGraw-Hill, 7ª edición
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
PRACTICA No. 3
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS NO METÁLICOS
COMPETENCIA ESPECÍFICA:



Conocer la importancia del arreglo periódico de los elementos
Estudiar el comportamiento de las sustancias en relación con su configuración electrónica
Distinguir el comportamiento no metálico de los elementos
INTRODUCCION
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
RADIO ATÓMICO
El radio atómico es la distancia que hay del núcleo de un átomo a su electrón más lejano. El radio
atómico de cada elemento disminuye conforme nos desplazamos de izquierda a derecha a lo largo de
un periodo. Todos los elementos de un mismo periodo tienen un mismo nivel energético, es decir la
misma distancia del núcleo y como el número de protones aumenta al avanzar en el periodo, las
cargas positivas ejercen mayor fuerza de atracción sobre los electrones y origina una contracción del
átomo y por consecuencia una reducción en el radio atómico. Al desplazarse de arriba hacia abajo
por cualquier grupo de la tabla periódica, se da un incremento considerable del radio atómico, ya que
de un elemento a otro se aumenta un nivel de energía, lo que implica que los electrones de ese nivel
están más alejados del núcleo y por consecuencia, el tamaño del átomo aumenta
POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. La
energía de ionización indica que tan fuertemente es enlazado un electrón al núcleo del átomo.
En un periodo, al desplazarnos de izquierda a derecha, la energía de ionización aumenta debido a que
el tamaño del átomo va disminuyendo y los electrones van acercándose más al núcleo, por
consiguiente se va requiriendo cada vez más energía para removerlos.
En los grupos de la tabla periódica, al ir de arriba hacia abajo, la energía de ionización va
disminuyendo de un átomo a otro, esto se debe a que se va incrementando los niveles de energía y
los electrones externos van alejándose más del núcleo y es más fácil removerlos.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es la energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón para producir un ion negativo.
Tanto la energía de ionización como la afinidad electrónica son consecuencia de la configuración
electrónica de los átomos.
Los metales ubicados en la parte izquierda de la tabla periódica tienen pocos electrones (grupo I,II,
III) y tienden a cederlos para tener una configuración electrónica más estable por lo que su afinidad
electrónica es más baja
ELECTRONEGATIVIDAD
Es la atracción que ejercen los átomos hacia los electrones que conforman un enlace químico, es decir
la tendencia que tienen los átomos para atraer a los electrones para formar un enlace. Aumenta de
izquierda a derecha en un mismo periodo y en un grupo disminuye de arriba hacia abajo. La escala
más común es la propuesta por Pauling, en ésta, él asignó al elemento más electronegativo (flúor) el
valor de 4 y al menos electronegativo (cesio y francio) un valor de 0.7.
Esta propiedad es importante para predecir el comportamiento de los átomos en un compuesto, así
como para determinar el tipo de enlace que forman y su polaridad.
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
NUMERO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es un número entero positivo o negativo que indica la capacidad de
combinación de los elementos. Si el signo es positivo, el elemento pierde electrones y si es negativo
los gana.
CUESTIONARIO:
1. ¿Cómo se clasifican los elementos en la tabla periódica?
2. ¿Qué característica tienen los elementos que están en un mismo grupo?
3. ¿Qué característica tienen los elementos que están en un mismo periodo?
4. Explica como varia con el radio atómico, electronegatividad, actividad química y afinidad
electrónica con forme aumenta el periodo
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Ingeniería Electrónica
Química
5. Explica como varia el radio atómico, electronegatividad, actividad química y afinidad
electrónica con forme aumenta el grupo
MATERIAL Y EQUIPO:








5 Tubos de ensaye
Cucharilla de combustión
Pinzas para crisol
Papel tornasol
Mechero bunsen
Cápsula de porcelana
Gradilla
Pipeta 5 ml







Reactivos:
Cloruro de sodio
Bromuro de sodio (NaBr)
Cinta de magnesio
Azufre en polvo (S)
Indicador anaranjado de metilo
Solución al 5% de KI
Acido clorhídrico al 1:1 (HCl)
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
1. Coloca en un tubo de ensayo 1 ml de NaCl y 0.5 ml de HCl y agita. Observa y anota lo que
sucedió
2. Repite el experimento utilizando BaCl2 en lugar de NaCl. Observa y anota
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3. Coloca una pequeña cantidad del elemento “A” en un tubo de ensayo y agrega 2 ml de HCl
diluido y observa. Tapa enseguida dicho tubo con el dedo pulgar durante 2 min, después
acerca la boca del tubo a la flama del mechero, y destapa. Observa y anota
4. Repita el experimento con el elemento B
5. Coloca azufre en polvo en una cucharilla de combustión y calienta hasta quemar totalmente el
elemento. Enseguida introduce la cucharilla de ignición en una cápsulade porcelana que
contenga 5 ml de agua destilada y agita con la misma cucharilla. Agrega gotas del indicador
de anaranjado de metilo, la coloración roja del anaranjado de metilo nos indica la presencia
de una sustancia de carácter ácido. Comprueba con el papel tornasol. Observa y anota
1. ¿Qué sacas de conclusión sobre la actividad química de los no metales en los grupos
basándose en tus observaciones del paso 1?
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Química
2. Tomando en cuenta las observaciones y anotaciones del experimento , clasifica los elementos
incógnitas como Metal o no Metal
3. Escribe las reacciones efectuadas en el experimento 3
CONCLUSIONES:
BIBLIOGRAFIA:

Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición

Beristain Bonilla. Química I. 4ª. Edición Ed. Nueva imgen

Brown T. L. y Lemay Jr. H. E. Química: la ciencia central. Ed. Pearson

Chang Raymond, Química, Ed. McGraw-Hill, 7ª edición
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Química
PRÁCTICA No. 4
ENLACES QUÍMICOS
COMPETENCIA ESPECÍFICA:


Identificar las propiedades de los compuestos con enlace covalente y enlace iónico.
Establecer la relación que existe entre el enlace iónico y metálico
INTRODUCCIÓN:
Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos
fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. A continuación se describen cada
uno de los tipos de enlace y sus características principales.
Enlace iónico
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo
contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los
de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y
el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no
metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la
transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de
estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han
conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en
estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la
energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro
sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl - y
Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de
coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red
cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos
Propiedades de los compuestos iónicos
Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que
mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias
iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico
hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en
forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la
formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado
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Química
gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto
más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a
distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo
contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas
moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a
que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la
molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto
signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del
valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es,
por ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal
provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus
extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que,
si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de
moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se
comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que,
en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo
siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un
compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el
sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy
elevado.
Enlace covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración
electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla
periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados
a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta
forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de
no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo
que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de
electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de
los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado
compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl 3, el átomo de boro tiene
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seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto
hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares
electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Fuerzas intermoleculares
A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas
individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a
su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones:
Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de
inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por
el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no
polares).
Propiedades de los compuestos covalentes
Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de
fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a
temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias
covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el
agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son
solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos
covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general
descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a
que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la
red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía
Electrovalencia y covalencia
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un
elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de
electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los
gases nobles.

La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de
electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede
desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún
electrón a un nivel energético superior.
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ENLACE METÁLICO
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación.
Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica
centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin
embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso
inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el
establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo
adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede
considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman
una nube que mantiene unido al conjunto.
POLARIDAD DE LOS ENLACES
En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el
otro y, en consecuencia, atraerá más fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado
es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el
otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor
electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras
que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar,
con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.
Esta tabla ejemplifica los tipos de enlace
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Química
CUESTIONARIO:
1. ¿Cómo se forma un enlace covalente?
2. Explique en qué consiste un enlace covalente polar y uno no polar, explique?
3. ¿Qué propiedades poseen los enlaces covalentes?
4. ¿Cómo se forma un enlace iónico?
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5. ¿Cuáles son las propiedades del enlace iónico
MATERIAL Y EQUIPO:
1
3
2
3
1
5
1
1
2
1
1
3
Probeta de 100 ml
Buretas
Pipetas de 5 ml
Vasos de precipitado de 100 ml
Vaso de precipitado de 250 ml
Tubos de ensaye
Pinza para tubo de ensaye
Gradilla
Soportes universales
Regla de plástico
Interruptor de navaja
Caimanes
1
1
0.5 m
1
1
Equipo de conductividad
Clavo de Fierro
Alambre de cobre
Foco de 1.5 V con base
Pila de 1.5 volts
Sustancias:
Agua destilada
Solución al 5% de NaCl
Solución al 5% de CuSO4
Cristales de NaCl
Benceno
Sulfuro de carbónico CS2.
DESARROLLO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO No.1: ENLACE COVALENTE
1. Coloque por separado en dos tubos de ensayo 5 ml de benceno y 5 ml de CS2. Describa sus
propiedades físicas.
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2. Repetir para las soluciones de cloruro de sodio, sulfato cúprico.
3. Compare las propiedades físicas de los compuestos del paso No.1 y No.2
4. En una bureta coloque 25 ml de benceno, abra la llave de la bureta y acerque una regla,
previamente electrizada a la salida del líquido, ¿qué observa?
5. Repita el paso anterior utilizando benceno
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6. ¿Encuentra alguna diferencia en el comportamiento de los líquidos?
7. Repita a partir del paso No.4, pero ahora utilizando sulfuro carbónico
EXPERIMENTO No. 2: ENLACE IÓNICO:
1. Arme el equipo de conductividad de acuerdo con la siguiente figura
2. Pruebe si el cloruro de sodio y el sulfato cúprico conducen electricidad. Anote sus resultados
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3. Compruebe la conductividad térmica de los metales, calentando un extremo del clavo del
fierro. Detecta y anota
4. Comprueba el punto de fusión de las sustancias iónicas colocando 0.5g de NaCl en un tubo
de ensayo y calentando en el mechero durante 1 min. Observa y anota.
5. Comprueba la solubilidad de las sustancias iónicas, colocando 0.5g de NaCl en un tubo de
ensaye, agrega 3ml de agua, agitando. Observa y anota
6. Repite el paso anterior utilizando benceno como disolvente. Observa y anota
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Química
CONCLUSIONES:
BIBLIOGRAFIA:

Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición

Beristain Bonilla. Química I. 4ª. Edición Ed. Nueva imgen

Brown T. L. y Lemay Jr. H. E. Química: la ciencia central. Ed. Pearson

Chang Raymond, Química, Ed. McGraw-Hill, 7ª edición
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Química
PRACTICA No. 5
REACCIONES QUÍMICA
COMPETENCIA ESPECÍFICA:



Diferenciar prácticamente los tipos de reacciones exotérmicas y endotérmicas, en relación con la
energía liberada o absorbida.
Efectuar prácticamente las reacciones vistas en clase
Observará los cambios físicos y químicos que suceden durante una reacción química
INTRODUCCION:
REACCION QUÍMICA:
Proceso en el que una o más sustancias los reactivos se transforman en otras sustancias diferentes los
productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro
producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las
que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los
productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen
constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas,
incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
La importancia de dichas reacciones es notoria en muchos aspectos de la vida diaria en fenómenos
tales como explosiones; procesos vitales tales como alimentación, respiración etc. Todas las
sustancias que a diario utilizamos son o fueron producto de reacciones químicas.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:
REACCION DE COMPOSICIÓN O SÍNTESIS:
En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo
producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos, por
ejemplo:
2CaO+ 2H2O
2 Ca(OH)2
en esta fórmula se mezclan 2 moles de oxido de calcio sólido con 2 moles de agua líquida reacciona
produciendo 2 moles de hidróxido de calcio acuoso.
REACCION DE DESCOMPOSICION O ANÁLISIS:
Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o mas
moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias
moléculas mas sencillas, por ejemplo:
2HgO
2Hg + O2
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en esta formula una 2 molécula de oxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2
moléculas de mercurio y una de oxigeno, las cuales son mas sencillas que la primera.
REACCION DE DESPAZAMIENTO O SUTITUCION:
En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un
compuesto, su ecuación general es:
CuSO4 + Fe
FeSO4 + Cu
En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre
REACCION DE DOBLE SUTITUCION O DOBLE DESPLAZAMIENTO:
Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos
AB + CD
AC + BD
Por Ejemplo:
K2S + MgSO4
K2SO4 + MgS
En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato
de potasio y sulfuro de magnesio.
Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de
doble sustitución.

REACCIONES EXOTERMICAS Y ENDOTERMICAS:
Es importante tener presente que las reacciones químicas siempre se ven acompañadas por cambios
de energía, ésta puede presentarse en forma de calor. Cuando las reacciones liberar calor, se dice
que son exotérmicas y cuando lo absorben de su alrededor son endotérmicas.
Para las reacciones exotérmicas, el calor liberado se toma como producto de la reacción, para las
endotérmicas, como reactivo, ya que es necesario para que se lleve a cabo la reacción
2H2 (g)
2N2 (g)
+ O2
+ O2 + calor
2H2O
(L)
+ calor
2NO (g)
exotérmica
+ calor
endotérmica
CUESTIONARIO:
1. ¿Qué es un reacción química?
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2. ¿Cómo se clasifican las reacciones químicas y da un ejemplo de cada una?
3. Define los siguientes conceptos: Calor y temperatura
4. ¿Cómo puedes diferenciar en el laboratorio una reacción endotérmica y una exotérmica?
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MATERIAL Y EQUIPO:
1
4
4
2
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1 c/u
1
1
Termómetro
Tubos de ensaye
Pipeta de 5 ml
Vasos de precipitados
Matraz erlen meyer
Embudo de filtración
Cápsula de porcelana
Agitador
Mechero bunsen
Pinzas crisol
Gotero
Tubo de destilación
Balanza granataria
Soporte universal, tripié y tela de asbesto
Pinzas para bureta
Cápsula de porcelana
Sustancias:
Acido sulfúrico
Acido clorhídrico
Granalla de zinc
Sulfato de cobre
Cloruro de cobre
Aluminio
Agua destilada
Hidróxido de sodio
Yoduro de potasio o cloruro de amonio
Calcio metálico
Clorato de potasio
Bisulfito de sodio
Nitrato de Plata
Cloruro de sodio
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
EXPERIMENTO No.1:
1. Colocar 2ml de agua destilada y agregarle 1 ml de ácido sulfúrico concentrado, agitar y tomar su
temperatura
Escriba la reacción que se lleva a cabo, endotérmica o exotérmica
2. En un tubo de ensayo agregar clorhídrico concentrado y granalla de zinc. Tomar la temperatura
Escriba la reacción que se lleva a cabo, endotérmica o exotérmica
3. En una cápsula de porcelana colocar sulfato cúprico y con el agitador mezclar hasta conseguir un
polvo grisáceo, deje enfriar y coloque la cápsula de porcelana en la palma de la mano y agregar
gotas de agua. Anote sus observaciones. Tome la temperatura inicial y final
Temperatura 1
Temperatura 2
Escriba la reacción que se lleva a cabo, endotérmica o exotérmica
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4. En un tubo de ensayo, colocar cloruro cúprico y agregar 2 gotas de agua, tomar la temperatura y
añadir un trozo de aluminio y medir nuevamente la temperatura
Temperatura 1
Temperatura 2
Escriba la reacción que se lleva a cabo, endotérmica o exotérmica
5. En un tubo de ensaye agregar 2 ml de agua y añadir hidróxido de sodio, tomar la temperatura
inicial y final de la reacción
Temperatura 1
Temperatura 2
Escriba la reacción que se lleva a cabo, endotérmica o exotérmica
EXPERIMENTO No. 2: TIPOS DE REACCIONES
1. Metal + oxígeno
Coloque en su mesa una hoja de papel, y encima de la misma su mechero y un vaso de
precipitado con aproximadamente 50 ml de agua y unas gotas de fenolftaleína, con unas pinzas
tome la cinta de magnesio y quémela, anote sus observaciones. Escriba la reacción que se lleva
a cabo y diga de qué tipo es
2. Oxido + agua
Agregar en un vaso de precipitados lo que queda de quemar la cinta de magnesio, anote sus
observaciones. Escriba la reacción que se lleva a cabo y diga de qué tipo es
3. Sal ternaria + sal binaria
Colocar en un vaso de precipitados 7 ml de nitrato de plata y 7 ml de cloruro de sodio, deje que
reaccione durante 5 min., filtre la solución y anote sus observaciones. Lo que quedó en el vaso
de precipitados evapórelo a sequedad. Escriba la reacción que se lleva a cabo y diga de qué tipo
es
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CONCLUSIONES:
BIBLIOGRAFIA:

Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición

Beristain Bonilla. Química I. 4ª. Edición Ed. Nueva imgen

Brown T. L. y Lemay Jr. H. E. Química: la ciencia central. Ed. Pearson

Chang Raymond, Química, Ed. McGraw-Hill, 7ª edición
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PRACTICA No. 6
REACCIONES OXIDO-REDUCCION
COMPETENCIA ESPECÍFICA:



Identificar una reacción de oxido-reducción
Identificar los agentes oxidantes y reductores de una reacción
Identificar los agentes que intervienen en las reacciones de corrosión
INTRODUCCION:
REACCIONES DE OXIDO REDUCCION
Hay un gran número de reacciones que implican transferencia de electrones de una forma evidente, y
otras, de forma sutil. Son ejemplos de este tipo de reacciones:
En ambas reacciones, el estado de oxidación del cinc aumenta de 0 a +2, en tanto que el cobre
disminuye de +2 a 0 en el primer caso y el hidrógeno disminuye de +1 a 0 en el segundo caso. Las
reacciones químicas en las que el estado de oxidación de una o más sustancias cambia, se llaman
REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (o simplemente REDOX).
Una reacción de oxidación implica la pérdida de electrones. En cambio la reducción implica la ganancia
de electrones. En general las reacciones de oxidación y reducción comprenden la transferencia de
electrones de un átomo que se oxida a un átomo que se reduce. La transferencia de electrones que
ocurre en la reacción del ejemplo (2) produce energía en forma de calor; la reacción está
termodinámicamente “favorecida” y procede en forma espontánea. La transferencia de electrones que
ocurre durante las reacciones de oxidación-reducción también se puede utilizar para producir energía
en forma de ELECTRICIDAD. En otros casos utilizamos la energía eléctrica para que ocurran
determinados procesos químicos que no son espontáneos. La rama de la química que se refiere a las
relaciones entre electricidad y reacciones químicas es la ELECTROQUÍMICA.
¿Cómo determinar si una reacción química es de oxidación-reducción? Lo podemos hacer mediante
una revisión de los números de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción.
Escribiendo el número de oxidación de cada elemento abajo de la ecuación, podemos ver con facilidad
los cambios que ocurren en el estado de oxidación. El estado de oxidación de Zn cambia de 0 a +2, y
el Cu cambia de +2 a 0.
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Pero cómo determinar el estado de oxidación de los elementos? El estado de oxidación se define
simplemente como la carga que resulta cuando los electrones de los enlaces covalentes se asignan al
átomo mas electronegativo; es la carga que un átomo podría tener si sus enlaces fueran iónicos. Así,
los estados de oxidación del
son -2, -1, +1, +2, +3, respectivamente. El
estado de oxidación de un elemento puro en cualquiera de sus formas alotrópicas es siempre cero.
Conjuntos de reglas utilizadas para asignar estados de oxidación en los elementos en moléculas
poliatómicas:
1. El estado de oxidación de todos los elementos puros en cualquier forma alotrópica es cero.
2. El estado de oxidación del oxígeno es -2 en todos sus compuestos, excepto en los peróxidos
como el H2O2 y el Na2O2, en que es –1.
3.
El estado de oxidación del hidrógeno es +1 en todos sus compuestos, excepto en los que forma
con los metales, donde es -1 (hidruros).
4. Los demás estados de oxidación se eligen de forma que la suma algebraica de los estados de
oxidación sea igual a la carga neta de la molécula o ion.
5. También es útil recordar que ciertos elementos muestran casi siempre el mismo estado de
oxidación: +1 para los metales alcalinos, +2 para los metales alcalino-térreos y -1 para los
halógenos, excepto cuando están combinados con el oxígeno u otro halógeno.
EJEMPLOS:
1.- Determinar los estados de oxidación del cloro y del nitrógeno en los iones ClO - y NO3-.
Ambos son iones con carga neta -1, por lo tanto, la suma de todos los estados de oxidación a de ser
= -1, ambos iones cuentan con la presencia de oxígeno cuyo estado de oxidación es -2, por lo tanto:
ClO;
[Cl
+
(-2)]
=
-1
NO3- ; [N + (-2)x3] = -1 ; por lo tanto N = +5
;
por
lo
tanto
Cl
=
+1
2.- Determinar el estado de oxidación del nitrógeno en el ion amonio, NH 4+.
En este ejemplo el ion amonio tiene carga neta +1, por lo tanto la suma de todos los estados de
oxidación a de ser = +1, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1, por lo tanto:
NH4+ ; [N + (+1)x4] = +1 ; por lo tanto N = -3
3.- Determinar el estado de oxidación del azufre, S, en el ácido sulfúrico, H2SO4.
En este caso la molécula tiene carga neta = 0, por lo tanto la suma de todos los estados de oxidación
a de ser = 0, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1 y el oxígeno -2, por lo tanto:
H2SO4 ; [(+1)x2 + S + (-2)x4] = 0 ; por lo tanto S = +6.
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En cualquier reacción de oxidación-reducción, debe ocurrir tanto un proceso como el otro. En otras
palabras, si una sustancia se oxida entonces otra se debe necesariamente reducir. Podemos imaginar
la oxidación de una sustancia como el origen de la reducción de otra. Por consiguiente, la sustancia
que se OXIDA se llama AGENTE REDUCTOR. De forma similar, la reducción de una sustancia
origina la oxidación de otra. Por consiguiente, la sustancia que sufre la REDUCCIÓN se llama
AGENTE OXIDANTE.
El término OXIDACIÓN se refiere originalmente a la combinación de una sustancia con oxígeno; esto
significa que aumenta el estado de oxidación de un elemento de la sustancia. Originalmente, el
término REDUCCIÓN se refería a la eliminación de oxígeno de un compuesto. El término oxidación y el
término reducción tienen en la actualidad un sentido más amplio. La oxidación se define como un
aumento algebraico en el número de oxidación y corresponde a una pérdida real de electrones. La
reducción se refiere a una disminución algebraica en el estado de oxidación y corresponde a una
ganancia de electrones. Los electrones no pueden crearse o destruirse, por ello la oxidación y la
reducción deben ocurrir simultáneamente en las reacciones químicas ordinarias, y en la misma
cantidad.
CUESTIONARIO:
1. ¿Qué es el número de oxidación de un compuesto?
2. ¿Cuál es el número de oxidación de un elemento puro?
3. ¿Qué significa que un compuesto se oxida?
4. ¿Qué significa que un compuesto se reduce?
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5. ¿Qué es un agente oxidante y reductor?
MATERIAL:
14
1
1
1
1
3
1
7
Clavos
Hoja de lija de agua
Hoja lija para metales
Barniz de uñas transparente
Caja de cerillos
Tubos de ensayo
Gotero
Vaso de precipitados
Sustancias
Acetona
Solución concentrada de sulfato de cobre II
Acido sulfúrico diluido
Solución de sulfato ferroso
Granalla de zinc
Permanganato de potasio
Hidróxido de sodio
Acido clorhídrico 0.3 M
Agua oxigenada (10 0 20 % vol)
Cloruro de sodio
Vinagre
EXPERIMENTO No.1
1. Limpiar bien los clavos, primero con acetona y después con el papel de lija de agua, ya limpios
colocarlos en un vaso de precipitado.
2. Vierte la solución de sulfato de cobre II en el vaso de precipitados con los clavos, observa lo que
ocurre.
3. Dibuja los cambios que ocurren en la reacción. La reacción que se efectúa puede representarse
por la ecuación:
CuSO4
+
Fe
Fe2(SO4)3
+ Cu
4. Coloca los números de oxidación sobre los símbolos de los elementos
5. Escribe las reacciones de oxidación y reducción.
reduce
Determina qué elemento se oxida y cuál se
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6. Escribe los números de oxidación del cobre y del fierro, tanto en los productos como en los
reactivos:
Elemento
Cobre
Cu
Fierro
Fe
Número de oxidación
Productos
Reactivos
7. Escribe el nombre y el símbolo del elemento que:
a) Se redujo______________________
b) Se oxidó______________________
8. Dibuja los cambios ocurridos en las sustancias que reaccionaron:
EXPERIMENTO No. 2
1. Colocar en un tubo de ensayo la granalla de zinc (Zn). Agregar después 10 ml de ácido sulfúrico
diluido. PRECAUCION, EL ACIDO ES CORROSIVO. Observa lo que ocurre. El gas que se
desprende es hidrógeno.
2. Tapa el tubo con tu dedo pulgar, cuando sientas presión del gas en tu dedo, pide a uno de tus
compañeros acercar el cerillo encendido a la boca del tubo. Anota tus observaciones
3. Agregar en un tubo de ensaye 3 ml de una solución concentrada de sulfato de fierro II
4. Colocar en un tubo de ensaye 3ml de la solución de permanganato de potasio y agregar 5 gotas
de ácido sulfúrico diluido. Observar el color.
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Química
5. Agregar gota a gota la solución de permanganato de potasio en la solución de sulfato de fierro II
hasta que el color deje de cambiar. Anotar las observaciones
6. De acuerdo con las observaciones registradas completa el siguiente cuadro:
Reacción que se lleva a cabo
Agente
oxidante
Agente
reductor
Para el Zinc
Para el Permanganato
7. ¿Qué ocurrió cuando se acercó el cerrillo encendido al tubo de ensaye en el paso No.2?
8. ¿Qué cambios ocurrieron en la segunda reacción en el paso No.4?
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Química
CONCLUSIONES:
BIBLIOGRAFIA:

Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición

Beristain Bonilla. Química I. 4ª. Edición Ed. Nueva imgen

Brown T. L. y Lemay Jr. H. E. Química: la ciencia central. Ed. Pearson

Chang Raymond, Química, Ed. McGraw-Hill, 7ª edición
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PRACTICA No.7
ACIDOS Y BASES
COMPETENCIA ESPECÍFICA:


Determinar si una solución es ácida, neutra o básica
Comprobar que los indicadores permiten identificar ácidos y bases
INTRODUCCION:
Los ácidos y las bases son sustancias que el hombre conoce y utiliza desde muy antiguo. En el siglo
XVIII se sabía que los ácidos tenían sabor agrio en disolución acuosa, que enrojecían el papel de
tornasol y que reaccionaban con los metales. En cuanto a las bases, se conocía su sabor a lejía, su
capacidad de volver azulado el papel de tornasol enrojecido por los ácidos y su poder neutralizante
para con los ácidos. Las sustancias de carácter ácido reaccionan con las de carácter básico,
denominándose a estas reacciones ácido-base.
Conceptos de ácido y base
Al introducir una barra de cinc en una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno, tiene lugar la
siguiente reacción química:
2 HCl + Zn
ZnCl2 + H2
Existe un grupo de compuestos que, al reaccionar con el cinc, producen hidrógeno. A estos
compuestos se les denomina ácidos.
Hay gran número de sustancias que tienen no sólo esta propiedad común de desprender hidrógeno al
reaccionar con el cinc, sino otras muchas propiedades comunes, como el sabor (todas ellas tienen
sabor parecido al vinagre, aunque más fuerte) y la de enrojecer el papel de tornasol.
Otros compuestos, por el contrario, tienen sabor a lejía y azulean el papel de tornasol. A éstos se les
denomina bases. Un ejemplo de bases, son las sustancias conocidas genéricamente como hidróxidos.
Teoría de Arrhenius de los ácidos y las bases
Según la teoría de Arrhenius (1859-1927), un ácido es una sustancia que en disolución acuosa disocia
iones H+:
HA
A - + H+
El cloruro de hidrógeno y el ácido nítrico presentan esta propiedad:
HCl
y
HNO3
Cl- + H+
NO3 - + H+
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Para Arrhenius, las bases son compuestos que al disolverse en agua dan lugar a iones
hidróxido
-
(OH ):
BOH
B+ + OH-
NaOH
Na+ + OH-
Son ejemplos de bases:
y Ca(OH)2
Ca2+ + 2 OH-
Los ácidos y las bases conducen la corriente eléctrica. Se ha comprobado experimentalmente que el
agua pura (que no es buena conductora de la electricidad) conduce la corriente eléctrica cuando se
disuelve en ella un ácido o una base.
Teoría de Brönsted-Lowry
Según Brönsted (1879-1947) y Lowry (1874-1936), el carácter ácido de las sustancias no se debe
exclusivamente a que en disolución acuosa se disocien originando protones (H +), sino a su facilidad
para ceder protones a otras.
Así, llaman ácidos a las sustancias que ceden protones y bases a las sustancias que aceptan protones.
De esta forma, el carácter ácido de una disolución de ácido clorhídrico se debe a que éste cede
protones al agua de acuerdo a la reacción
HCl + H2O
Cl- + H3O+
de manera que la sustancia que cede protones es el ácido (HCl) y la que los acepta, la base (H 2O). Al
ion H3O+ se le denomina ion hidroxonio o ion hidronio.
Se sabe que el ion hidrógeno (H +) nunca se encuentra libre como tal, según se desprende de la teoría
de Arrhenius que, para la disociación del mismo ácido, da la reacción:
HCl
Cl- + H+
Sin embargo, esta ecuación puede considerarse como una forma simplificada de la siguiente:
HCl + H2O
Cl- + H3O+
por lo que ambas ecuaciones suelen utilizarse indistintamente.
Con esta teoría se explican las reacciones entre los ácidos y las bases, pues es evidente que ningún
ácido podría ceder protones si no hubiese otras sustancias diferentes, las básicas, que los aceptasen.
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Teoría de Lewis
Lewis (1875-1946) define un ácido como una sustancia que puede aceptar o compartir un par de
electrones para formar un enlace covalente coordinado. Una base es la sustancia que puede ceder
o compartir un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.
Así, Lewis explica por qué algunas sustancias que no contienen hidrógeno, como el CO 2 y el SO3, que
no pueden ceder protones al disociarse, presentan ciertas características de los ácidos.
Normalmente, las teorías científicas que van apareciendo a lo largo del tiempo no invalidan las que
existían anteriormente, sino que las perfeccionan. En el caso de los ácidos, mientras que la teoría de
Brönsted generaliza el concepto de base de Arrhenius, sin contradecir la de éste, la teoría de Lewis
generaliza, además, el concepto de ácido, ya que señala que no es el protón el único ente capaz de
aceptar un par de electrones.
¿Que es el pH?
El pH es el grado de acidez de una sustancia, es decir la concentración de iones de H + en una
solución acuosa, el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
El agua y todas las soluciones acuosas contiene concentración de H + , si no iones de OH - .En el agua
pura se cumple que la concentración de iones H + es igual a la concentración de iones OH -, por eso se
dice que el agua es neutra.+.
Como las concentraciones de iones H + de y OH - son muy pequeñas, se definió el potencial hidrógeno
( pH ) como el logaritmo negativo de la concentración molar
Interpretación de la escala de pH
La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14. El número 7
corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va
aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7. Por ejemplo una solución que tiene el
pH=1
es
más
ácida
o
más
fuerte
que
aquella
que
tiene
un
pH=6.
De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más
básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo, una base que tenga pH= 14 es más fuerte que una
que tenga pH= 8. Este grado de acidez o basicidad se puede representar mediante la siguiente
escala:
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Identificación de ácidos y bases
Para poder identificar ácidos y bases existe el papel llamado papel de tornasol que permite mediante
colore clasificar las sustancias en ácido, base o neutras, así como también conocer el valor numérico
que le corresponde de acuerdo al color que aparezca en el papel, Un ejemplo, que se pone de color
azul al ser introducido en una disolución básica o de color rojo si la disolución es ácida.
También hay indicadores que son sustancias que tienen la propiedad de cambiar de color al variar
la acidez de la disolución en la que se encuentran. Normalmente se trata de ácidos orgánicos débiles.
Los indicadores más utilizados varían mucho de su color ácido a su color básico, para que a simple
vista, pueda identificarse la variación del pH para el valor al que regula el indicador. Cada indicador
vira a cierto valor de pH como se muestra en la siguiente tabla:
Nombre usual
Intervalo de pH
Color en medio ácido
Color en medio básico
Rojo de cresol
0,2-1,8
rojo
amarillo
Azul de timol
1,2-2,8
rojo
amarillo
Azul bromofenol
3,0-4,6
amarillo
púrpura
Naranja de metilo
3,1-4,4
rojo
amarillo
La siguiente tabla muestra algunos indicadores acido-base y las coloraciones que presentan:
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CUESTIONARIO:
1. Explica cual es la diferencia para un ácido y una base de acuerdo con la teoría de BronstedLewry
2. Explica cual es la diferencia para un ácido y una base de acuerdo con la teoría de Arrhenius
3. ¿Qué es un ácido fuerte y débil?
4. ¿Qué es una base fuerte y débil?
5. ¿Qué es un indicador?
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6. Describe las clases de indicadores que hay y las coloraciones que presentan para un ácido y
una base
MATERIAL Y EQUIPO:
Material
Sustancias:
1
Agitador
5 ml
Refresco de cola
1
Pinzas para bureta
1 ml
Jugo de limón
7
Tira de papel pH
6 ml
Solución 0.2 M de NaOH
1
Soporte universal
50 ml
Solución de HCl al 50%
1
Frasco gotero
1 ml
Anaranjado de metilo
6
Vaso de precipitado de 50 ml
50 g
Detergente
1
Matraz elern-meyer de 100 ml
10 ml
Jabón líquido para manos
1
Bureta
50 ml
Jugo de naranja
25 ml
Vinagre
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
EXPERIMENTO No.1:
1. Colocar en los vasos de precipitados una muestra de jugo de limón, refresco de cola, detergente
líquido disuelto en agua, solución jabonosa, jugo de naranja, y vinagre.
2. Introducir un extremo de la tira de papel pH en cada una de las muestras y determinar el valor
del pH
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3. Registra tus observaciones en el siguiente cuadro
Muestra
Tira de pH
pH
[H+]
[OH –]
Refresco de cola
Jugo de limón
Vinagre
Jugo de naranja
Detergente
Jabón líquido para manos
4. Anota a continuación los cálculos necesarios para determinar la concentración de iones hidrógeno
e hidróxido de cada una de las soluciones.
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Química
Experimento No. 2:
1. Colocar 50 ml de una solución de hidróxido de sodio y agregar 4 gotas de anaranjado de metilo,
hasta que la solución tome una coloración amarilla, medir el pH con una tira de pH.
2. Arma el siguiente dispositivo para titulación
3. Llenar la bureta con una solución de HCl al 50% y titular la solución de hidróxido de sodio, anotar
los mililitros utilizados.
Resultados:
1. ¿Cuántos mililitros se utilizaron para titular la solución de NaOH? _________________________
2. ¿Cuál fue el pH final de la solución? _______________________
3. ¿Qué cambios en la coloración del NaOH se observaron?
_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
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Química
CONCLUSIONES:
BIBLIOGRAFIA:

Zundahl. Fundamentos de química. Ed. Mc Graw Hill 5ª edición

Beristain Bonilla. Química I. 4ª. Edición Ed. Nueva imgen

Brown T. L. y Lemay Jr. H. E. Química: la ciencia central. Ed. Pearson

Chang Raymond, Química, Ed. McGraw-Hill, 7ª edición
Ing. Cecilia Vargas Velasco
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Química
ANEXOS
1.
Portada prácticas de la laboratorio
2. Instrumentos de evaluación
2.1
Guía de observación trabajo de
laboratorio
2.2
Lista de cotejo, reporte de laboratorio
Ing. Cecilia Vargas Velasco
INGENIERIA ELECTRONICA
LISTA DE COTEJO
REPORTE PRACTICAS DE QUIMICA
Código: RU-PLAB
Periodo: 2010-2
Nombre del profesor:
Nombre de la Práctica:
Nombre del alumno:
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Fecha:
Competencia(s):
Capacidad de análisis Síntesis y abstracción. Capacidad de trabajar en equipo. Capacidad de aplicar los
Producto:
Reporte de práctica de laboratorio
No. Práctica:
Grupo:
Características del producto
Portada
(10 puntos, 1.4 ptos c/u)
Competencia específica
(10 puntos)
Introducción
(15 punto, 3 ptos c/u)
Valor (puntos)
1.
2.
3.
4.
Nombre de la institución
Nombre y número de la práctica
Nombre de la asignatura
Integrantes del equipo en orden
alfabético
5. Grupo
6. Nombre del profesor
7. Fecha de entrega
8. Escribe en forma correcta el objetivo de
la práctica
9. Realiza una investigación sobre los
temas indicados mínimo
10. La investigación contiene mínimo 2
cuartillas
11. Contiene ilustraciones o tablas
Material (10 puntos)
(10 puntos, 3.3 ptos c/u)
Desarrollo
(15 puntos, 3 ptos c/u)
Resultados
(20 puntos, 5 ptos c/u)
Conclusiones
(10 puntos)
Características
generales (10 puntos, 5
ptos. c/u)
Bibliografía
(10 puntos)
12. Indica el material utilizado para la
elaboración de la práctica
13. Indica los reactivos utilizados en la
elaboración de la práctica
14. Explica paso a paso el desarrollo de la
práctica
15. Incluye un dibujo del dispositivo utilizado
16. Indica las medidas de seguridad en
manejo de reactivos
17. Contesta el cuestionario requerido en la
práctica
18. Incluye los cálculos solicitados
19. Llena las tablas indicadas
20. Elabora los gráficos indicados
21. Elabora conclusiones de acuerdo con la
competencia específica establecida y en
función de los resultados obtenidos
22. El reporte se entrega de forma
ordenada y limpia
23. El reporte se entrega engrapado
24. Incluye como mínimo 3 consultas
bibliográficas
Total
Calificación
(Total x 0.05 puntos)
ING. CECILIA VARGAS VELASCO
Firma del alumno
Observaciones
INGENIERIA ELECTRONICA
GUIA DE OBSERVACION
TRABAJO DE LABORATORIO
Código: GO-EC-0810-001
PERIODO: 2010-1
Nombre del profesor:
Asignatura:
Ing. Cecilia Vargas Velasco
Química Unidad:
Nombre de la unidad:
Unidad:
Nombre de la Práctica:
En el recuadro si cumple o no cumple o no aplica de acuerdo con las características del
producto presentado e indica las observaciones que se requieran
Nombre del alumno:
Fecha:
No. Práctica:
Grupo:
Competencia(s):
Producto:
Exposición Grupal
Valor:
Reactivos
Parámetros
Excelente
Muy
bueno
Regular
Deficiente
1. Puntualidad (Equipo)
1.1 Inicia y termina su práctica a tiempo
10
6
4
0
2. Ingreso al laboratorio
2.1 Ingresa al laboratorio de forma ordenada y
acomoda sus pertenencias en el lugar adecuado
2.2 Tiene su bata de laboratorio puesta y cerrada
10
6
4
0
10
6
4
0
40
25
15
0
30
20
10
0
3. Se organiza el equipo la realización de la práctica
(Equipo)
3.1 Verifican que cuentan con el material necesario
3.2 Lena adecuadamente su vale de material
3.3 Verifica que el material entregado este en
perfectas condiciones
3.4 Participan todos los integrantes del equipo
ordenadamente durante el desarrollo de la
práctica
4. Dominio del tema (Individual)
4.1 Leyó previamente el desarrollo de la práctica
4.2 Atiende a las indicaciones del profesor
4.3 Aclaran dudas con el profesor
5. Trabaja de forma ordenada (Individual)
5.1 Sigue las indicaciones del profesor
5.2 Toma en cuenta las medidas de seguridad
5.3 Al término de la práctica deja limpia la mesa de
trabajo
SUMATIVA
CALIFICACION TOTAL
(Sumativa x 0.05)
ING. CECILIA VARGAS VELASCO
Firma del alumno
Observaciones

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