Lab. Química General I - Benemérita Universidad Autónoma de

BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
LICENCIATURA: QUÍMICO FARMACOBIOLOGO
ÁREA ESPECÍFICA DE: .QUÍMICA GENERAL
NOMBRE DE LA ASIGNATURA:
LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL I.
CÓDIGO:
LQF – 107L
FECHA DE ELABORACIÓN:
MAYO DE 2004
NIVEL EN EL MAPA CURRICULAR:
NIVEL BÁSICO
TIPO DE ASIGNATURA:
CIENCIAS BÁSICAS
PROFESORES QUE PARTCIPARON EN SU ELABORACIÓN:
M.C. Ana María Cervantes Tavera
M.C. José Rutilio Márquez López
M.C. José Genaro Carmona Gutiérrez
M.C. Miguel Angel De Ita Cisneros
M.C. Marcial Zamora Totozintle
Dr. José Albino Moreno Rodríguez
HORAS DE TEORIA: 4
HORAS PRÁCTICA. 3
CRÉDITOS: 11
PRE-REQUISITOS: SIN REQUISITOS
RECOMENDACIONES: La química, como las demás ciencias, es una construcción
histórica y social en desarrollo constante. Es necesario discutir con el alumno los alcances
en la interpretación e implicaciones del conocimiento científico, de las teorías y modelos
que empleamos en la interpretación y explicación del mundo que nos rodea.
La asignatura de Química General debe cumplir cabalmente su papel de ser una
disciplina formativa que sirva al alumno no solo en cuanto a los contenidos conceptuales
que utilizará en asignaturas futuras sino también para hacer explícitos el significado y el
sentido que debe tener el conocimiento científico en la sociedad del siglo XXI.
PRESENTACIÓN GENERAL DEL PROGRAMA
El curso de Química General I se imparte en el primer cuatrimestre a nivel de licenciatura.
La Química es una materia muy extensa que día a día continúa desarrollándose,
conforme se descubren nuevos materiales se sintetizan nuevos compuestos y se
establecen nuevas leyes.
Los conocimientos que se generan de esta ciencia son importantes y junto con las
matemáticas y la física constituyen la base de otras ciencias.
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La asignatura de Química General I proporciona al estudiante los principios básicos que
se requieren para que continúe desarrollándose y puedan aplicarlos en cursos superiores.
Con la participación del grupo, el curso de Química se desarrollará en una forma
progresiva y lógica, analizando ampliamente los conocimientos básicos: leyes de la
Química, teoría de los gases, nomenclatura, reacciones redox, cálculos estequiométricos,
equivalentes químicos para las más diversas sustancias, teoría ácido-base, cálculos y
preparación de soluciones.
En cada unidad temática se utilizarán la simbología y las unidades de medida de los
sistemas CGS, SI, si lo amerita el problema.
Los fenómenos relacionados con la materia y sus cambios macroscópicos contribuyen a
establecer las leyes más generales de la Química. Muchos de los principios que rigen
esta ciencia emergen del estudio del estado gaseoso de la materia, del cual derivan
algunos principios generales de la Química. No hay que perder de vista, que muchas
sustancia gaseosas están presentes en la contaminación ambiental.
La nomenclatura, el lenguaje químico es prioritario para abordar los temas subsecuentes
del curso. Importante es también la estequiometría y sus cálculos, los sistemas redox y la
introducción a la electroquímica, los sistemas dispersos, soluciones moleculares,
emulsiones y coloides con una gran cantidad de trabajo práctico a nivel de preparación y
manejo de diversas expresiones de concentración.
El contenido del curso es básico para el dominio de los conceptos teóricos de la química,
con aplicaciones en los diversos campos de la ciencia y de la técnica. La parte
experimental del curso, juega un papel central de suma importancia y coadyuva a
entender aún mejor los principios de la Química.
OBJETIVOS GENERALES DEL CURSO
Que los alumnos amplíen y profundicen sus conocimientos de química general.
Relacionen a la química con su vida cotidiana y con los problemas de nuestra
sociedad, mejorando sus teorías explicativas sobre el mundo que nos rodea, para
comprender mejor y poder actuar en él con mayor eficacia.
La Química General I abarca conceptos, principios y leyes básicas de la Química
que le permitirán al alumno comprender su entorno, proporcionándole
conocimientos sobre la composición y transformación de la materia. Por tal motivo
Química General, juega un papel importante en el área que el estudiante de la
Facultad de Ciencias Químicas decida escoger. Ayuda al desarrollo de hábitos y
habilidades que contribuyen a la formación del futuro profesional.
El objetivo de nuestro curso, no es especializar en área alguna a los estudiantes,
sino compenetrarlos con las demostraciones, cálculos y conceptos básicos a nivel
universitario de la ciencia que estudia a las sustancias: sus estructuras, sus
propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias. Tanto en
teoría como en su versión práctica, la asignatura de Química General intenta
recorrer las diversificadas rutas de ésta ciencia tan rica, tan importante, tan amplia
y tan útil en los aspectos trascendentales que requieren las áreas específicas de
cuatrimestres superiores a nivel de entendimiento básico universitario.
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PRACTICA 1
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Aprender a armar un equipo de laboratorio para realizar y observar un
experimento.
2.- Conceptual: El explicar los fenómenos involucrados en un fenómeno como la
ebullición implica conocimientos como: cambios de fase, punto de ebullición, presión
atmosférica, energía cinética promedio de las moléculas.
3.- Actitudinal: Observar que un experimento no involucra situaciones complejas ni
sofisticadas, sino tiene que ver con la actitud y el método que se aplica para examinar un
fenómeno.
INTRODUCCION.
El agua es una de las sustancias más importantes de la tierra (abarca cerca del 70% de la
superficie de la tierra), es vital para que se efectúen las reacciones que mantienen vivos a
los seres, pero también afecta la vida en muchas formas indirectas e incluso las
propiedades de nuestro planeta.
El agua es una sustancia pura, incolora e insípida que a 1 atmósfera de presión se
congela para formar un sólido a 0oC y a 100oC se transforma en vapor.
El agua y el aire son las dos sustancias fundamentales para el hombre, el agua se ha
tomado como estándar para calibrar el termómetro en escala centígrada (0oC-100oC) que
corresponden al punto de fusión y ebullición respectivamente; también se ha tomado
como patrón de densidad por ello 1cm3 = 1.000g y por lo tanto cono unidad de peso.
También es la referencia de pH para medir las cualidades ácido-base; para definir lo que
es una caloría, etc.
Los cambios de estados de líquido a vapor son de tipo físico, es decir, ocurre sólo el
rompimiento entre moléculas (intermolecular) pero se conserva el enlace interno de la
molécula (H-O-H).
El agua es especial en cuanto su enlace intermolecular es a través de enlaces de
hidrógeno, para vencer estas fuerzas y evaporar el agua se necesita energía que
incrementa el movimiento vibratorio y rotacional de las moléculas y con esto el desorden
característico del estado gaseoso.
La energía necesaria para transformar un mol de líquido en vapor se llama calor molar
de vaporización, que para el agua es de 40.6 kJ/mol a 100oC este valor tan elevado se
debe al hecho de que para separar las moléculas lo suficiente con el fin de que se forme
un gas, es preciso vencer prácticamente todas las fuerzas intermoleculares, lo cual
requiere cantidades considerables de energía.
MATERIAL.
Parrilla eléctrica.
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Soporte Universal
Vaso de precipitado
Termómetro de Mercurio
Pinzas
PARTE EXPERIMENTAL.
1) Montar el equipo.
2) Llevar el agua hasta su punto de ebullición.
3) Realizar las observaciones pertinentes.
FIGURA 1
TRABAJO EN EL LABORATORIO.
1. ¿A qué temperatura se presentan los primeros indicios de vapor?
2. ¿Por qué se opaca la superficie del vaso a iniciar el calentamiento?
3. ¿A qué se deben las primeras burbujas que se observan al iniciar el
calentamiento?
4. ¿Qué es la temperatura?
5. ¿A qué se denomina punto de ebullición?
6. Defina el fenómeno de convección.
7. ¿Cuál es la diferencia entre gas y vapor?
8. ¿Por qué el agua no hierve toda al mismo tiempo?
9. ¿Por qué el agua no hierve en Puebla a 100oC.?
10. Si se calienta en la parte inferior ¿cómo llega el calor a la parte superior?
11. ¿De dónde salen las burbujas características que observamos cuando el agua
está hirviendo?
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12. ¿Por qué en el punto de ebullición ya no sigue aumentando la temperatura
registrada en el termómetro a pesar de que se continua el calentamiento?
PRESION DE VAPOR DE AGUA. CORRECCIONES PARA UN
BARÓMETRO
CORRECIONES DE LECTURA POR UN BAROMETRO (mm Hg)
730
740
750
16.0
PRESION DE
VAPOR DE
AGUA.
mm Hg
13.6
1.9
1.9
2.0
17.0
14.5
2.0
2.1
2.1
18.0
15.5
2.1
2.2
2.2
19.0
16.5
2.3
2.3
2.3
20.0
17.5
2.4
2.4
2.4
21.0
18.7
2.5
2.5
2.6
22.0
19.8
2.6
2.7
2.7
23.0
21.1
2.7
2.8
2.8
24.0
22.4
2.9
2.9
2.9
25.0
23.8
3.0
3.0
3.1
26.0
25.2
3.1
3.1
3.2
27.0
26.7
3.2
3.3
3.3
28.0
28.3
3.3
3.4
3.4
29.0
30.0
3.4
3.5
3.5
30.0
31.8
3.6
3.6
3.7
31.0
33.7
3.7
3.7
3.8
32.0
35.6
3.8
3.9
3.9
35.0
42.2
40.0
55.3
TEMPERAT
URA
O
C
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PRACTICA 2
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Aprender en la práctica a montar un equipo de destilación y seleccionar
cual de los métodos es el más apropiado para separar los componentes de una mezcla.
2.- Conceptual: Diferenciar los materiales como sustancias puras y mezclas, comprender
los parámetros físicos y químicos que los hacen diferentes y utilizar este conocimiento
para su separación y purificación.
3.- Actitudinal: Demostrar que muchos de los problemas de contaminación ambiental
tienen solución si se dispone de los conocimientos científicos y la voluntad política para
resolverlos.
INTRODUCCIÓN.
La destilación es el método más usado para purificar o separar mezclas de sólidos en
líquidos o bien mezclas de líquidos, éste método esta basado en las diferencias en los
puntos de ebullición de los componentes, así como en la diferencia de sus presiones de
vapor.
Se define el Punto de Ebullición como “la temperatura a la cual la presión de vapor del
líquido se equilibra con la presión atmosférica”. En general, el punto de ebullición de un
líquido depende también de su peso molecular y , de la intensidad de las fuerzas
atractivas de las moléculas que la forman. Los líquidos polares tienen la tendencia a hervir
a temperaturas más altas que los no polares del mismo peso molecular y los líquidos
polares asociados hierven a temperaturas considerablemente más elevadas. El punto de
ebullición determinado durante la destilación, es una constante que se utiliza como criterio
de identificación del líquido destilado.
COMPUESTO
Peso Molecular
Punto de Ebullición
Metano (CH4)
16 uma
-164 .0 oC
Amoniaco (NH3)
17 uma
- 33.3 oC
Agua (H2O)
18 uma
+100.0 oC
Eter metílico (CH3-O-CH3)
46 uma
- 23.0 oC
Alcohol etílico (CH3-CH2-OH)
46 uma
+ 70.0 oC
Ahora bien, podemos decir que la destilación se efectúa; cuando un líquido se calienta
hasta el punto de ebullición y los vapores que se desprenden, en grandes cantidades, se
hacen pasar a través de un tubo de refrigeración que los condensa alcanzando la fase
líquida nuevamente.
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Métodos de calentamiento.
Prácticamente todos los líquidos orgánicos son flamables; entre más bajo es el punto de
ebullición, más comburentes son, por esto es necesario saber que alternativas hay para
calentar una mezcla:
a) Baño de vapor (para temperaturas alrededor de 100 oC)
b) Baño de agua caliente, también llamado baño María.
c) Mantas de calentamiento eléctrico, controlados con reóstato.
d) Parrillas eléctricas con controladores de temperatura.
Refrigerantes.
Los refrigerantes son dispositivos que actúan como intercambiadores de calor que
condensan los vapores que se han liberado durante la destilación. Puede utilizarse como
fuente refrigerante agua, aire o nitrógeno líquido, dependiendo del punto de ebullición del
destilado. Estos se inyectan al refrigerante por la parte inferior, ya sea que el refrigerante
se encuentre instalado en forma vertical ó inclinada, pues sólo así se llenan
completamente elevando su efectividad al enfriar.
Cualquiera que sea el tipo de refrigerante, el mecanismo de condensación (paso de vapor
a líquido) es similar; las moléculas de vapor tienen alta energía cinética, esta se transmite
por choques caóticos al tubo del refrigerante que la absorbe calentando el agua que fluye
por él. Este proceso disminuye la energía cinética de las moléculas favoreciendo la acción
de las fuerzas atractivas que originan el estado líquido.
Simple.- Sucede un intercambio de calor por las paredes internas del vidrio y el agua que
fluye se lleva el calor, es recomendable para destilaciones donde los componentes de la
mezcla tienen puntos de ebullición que difieren al menos en unos 80 oC.
De rosario.- En este refrigerante se efectúan dos procesos:
a) El intercambio de calor como se ha explicado anteriormente.
b) Trabajo de expansión que provoca mayor enfriamiento cuando el vapor pasa de un
cuello ó depresión a la esfera que tiene mayor volumen y provoca una expansión y en
consecuencia el enfriamiento extra del vapor, es recomendable par destilaciones por
reflujo o cuando los puntos de ebullición de los componentes son menores de 20 oC.
De Liebing.- También conocido como de serpentín se utiliza para condensar vapores de
bajo punto de ebullición donde un camino largo como el serpentín conduce a un mayor
intercambio de calor y así a una mayor disminución de la energía cinética, este
refrigerante es una forma ingeniosa de evitar aparatos excesivamente largos.
Perlas de ebullución.
Las perlas de ebullición son esencialmente 99.6 % sílice pura, fundida para formar
“perlas” que sirven para liberar vapor. Ellas son químicamente inertes y son usadas para
evitar sobresaltos o rompimientos en la superficie de la mezcla del destilado. Sin ellas,
grandes burbujas de vapor pueden formarse casi explosivamente causando el
rompimiento de vidrio, contaminación y pérdida de líquido en ebullición en forma de
espuma.
Destilación simple. Teóricamente cualquier par de sustancias que no tengan el mismo
punto de ebullición (o la misma presión de vapor) pueden separarse por destilación. En la
práctica, sin embargo, las posibilidades teóricas están limitadas por la paciencia, habilidad
e ingenio en el diseño y utilización de los equipos de destilación.
Como regla general se puede indicar; que una mezcla cualquiera de dos componentes
que tengan una diferencia en sus P.E de por lo menos 80 oC, pueden separarse por
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destilación sencilla. Sustancias con diferencias en sus P.E de 30 oC a 80 oC, pueden
separarse por destilaciones sencillas repetidas.
Destilación al vacio Muchas sustancias no pueden ser destiladas adecuadamente a
presión atmosférica por ser muy sensibles al calor y descomponerse antes de llegar a su
punto de ebullición. La destilación bajo condiciones de presión reducida o destilación al
vacío, hace posible utilizar este método de purificación para muchos compuestos
orgánicos y organometálicos.
Como sabemos de la definición de punto de ebullición un líquido cualquiera entra en
ebullición cuando su presión de vapor (evaporación) entra en equilibrio con la presión
exterior (presión del sistema). Así al reducir con una bomba de vacío la presión del
sistema la mezcla líquida entrara en ebullición, aún y cuando no se incremente la
temperatura.
Requisitos para la destilación al vacio.
1.-Una fuente de vacío. Normalmente se usan bombas mecánicas que funcionan como
aspiradoras del aire que hay dentro del sistema y de esa manera crean un vacío en el
interior del sistema y en consecuencia la ebullición. Las presiones de trabajo en esta
destilación son del orden de los 5 mm de Hg ( recordar que la presión atmosférica es de
760 mm de Hg).
2.- Se utiliza una trampa de vacío que atrape a los vapores que se escapen del sistema y
que pueden afectar la bomba de vacío o la lectura del manómetro. Esta trampa consiste
en una conexión en serie con el sistema que consta de un tubo de vidrio sumergido en
hielo para condensar los vapores escapados.
3.-Manómetro, también esta conectado en serie con el aparato de destilación y la trampa
de vacío, a través de él se mide el vacío que esta provocando la bomba, la diferencia de
altura entre las dos columnas determina el vacío del sistema.
MATERIAL Y REACTIVOS
Matraz de destilación 500 ml
Matraz Erlenmeyer 250 ml
Refrigerante simple
Perlas de ebullición
Termómetro de -10oC a 110oC
Soporte Universal y tapones
Refresco de cola
1 Globo
Conductivímetro
Pinzas para matraz
Tela de asbesto
Arillo metálico
Mechero de Bunsen
Nitrato de Plata
Agua del grifo
Papel filtro
Cápsula de porcelana
PARTE EXPERIMENTAL
DESTILACION DE UNA MUESTRA DE AGUA DE GRIFO.
El matraz de destilación se llena con la muestra a destilar (agua de la llave) hasta la mitad
de su volumen como máximo. A continuación, el matraz se cierra con el tapón horadado
que sujeta el termómetro. Habiendo colocado previamente las perlas de ebullición, y se
ensambla como se indica en la fig.1 .
Cuando la muestra a destilar es agua, se puede utilizar tapones de neopreno; pero en el
caso en que se destilen líquidos orgánicos que pueden atacar este material, es preferible
el uso de juntas esmeriladas.
El agua de la llave que debería de ser potable según las normas de salubridad contiene
sales como cloruros, sulfatos, carbonatos; es incolora e inodora; el municipio le agrega
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hipoclorito de sodio para garantizar la ausencia de bacterias u hongos, también le
agregan iodo para evitar problemas de bocio.
El agua de la llave se considera como “dura” porque contiene altas cantidades de Ca+2 y
Mg+2 en forma de carbonatos y fosfatos, aparte de las sales anteriormente mencionadas;
pero con una destilación simple es posible separar todas estas sales. Esto se comprueba
haciendo un análisis para uno de los iones presentes como es el ion Cl-. Para esto se
toma una muestra de destilado y se le agregan 3 gotas de AgNO3 si esta mal destilado se
da la siguiente reacción:
AgNO3
+
Cl-1
AgCl
+
NO3-1
donde el AgCl precipitado dará una turbidez blanca al destilado (esta mal destilado).
Por otro lado si al agregar 3 gotas de Nitrato de Plata a la muestra de destilado y está
queda incolora es prueba suficiente del buen destilado.
DESTILACION DE UN REFRESCO DE COLA.
Coloca un globo en la boquilla de un refresco de cola, introduce un agitador magnético
dentro de la botella y coloca sobre una parrilla de agitación. Observarás que el globo se
infla paulatinamente con el contenido del CO2 disuelto. Continua la agitación hasta
eliminar todo el CO2. Coloca una muestra de aproximadamente 50 ml del refresco en un
vaso de precipitado y mide su conductividad. En seguida vacía la muestra en el matraz de
destilación y procede a destilarla con lo que comprobarás que un refresco de cola tiene
como componente mayoritario agua. Para comprobar la eficiencia de la destilación agrega
3 gotas de AgNO3 y observa el color. Mide nuevamente su conductividad.
ENSAMBLE PARA UNA DESTILACIÓN SENCILLA
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CUESTIONARIO
1.- Investigar 3 métodos de separación de mezclas y comentar en que propiedad física de
la materia se basa dicho método para la separación de los componentes.
2.- ¿Cuál es la diferencia entre una mezcla y un compuesto?
3.- Enumera 3 aplicaciones prácticas de la cromatografía.
4.- ¿Qué propiedad se utiliza para separar los componentes de una mezcla por
cromatografía?
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PRACTICA 3
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Aprender a usar picnómetro, areómetro, vernier, balanza, fórmulas
geométricas en la determinación experimental de la densidad de sólidos y líquidos.
2.- Conceptual: Relacionar una de las principales propiedades de la materia, la densidad,
con otros parámetros como son el empaquetamiento molecular, las fuerzas de enlace
químico y la proporcionalidad que hay con los puntos de fusión y ebullición de los
materiales.
3.- Actitudinal: Observar que un experimento no involucra situaciones complejas ni
sofisticadas, sino que tiene que ver con la actitud y el método que se aplica para examinar
un fenómeno.
INTRODUCCIÓN
Las propiedades de una sustancia se pueden dividir en dos clases: propiedades físicas
y propiedades químicas. Las propiedades físicas son las características inherentes de
una sustancia que se pueden determinar sin alterar su composición como son: color, olor,
estado densidad, punto de fusión y ebullición y son de suma importancia para identificar
y diferenciar una sustancia.
Estados fisicos de la materia.
La materia existe en cuatro estados: sólido, líquido, gas y plasma. Estos son explicados
por la Teoría Cinético Molecular que afirma que toda la materia está constituida por
partículas pequeñas (átomos, moléculas o iones) en constante movimiento.
Es estado físico de una sustancia, a temperatura ambiente y una presión atmosférica
estándar, depende, principalmente, de la naturaleza de los enlaces en la sustancia. Las
compuestos iónicos poseen cargas eléctricas que sujetan a los iones entre sí debido a
intensas fuerzas electrostáticas, lo que ocasiona que sus partículas se encuentren tan
estrechamente unidas que se muevan a una distancia equivalente a sólo una fracción de
sus diámetros antes de chocar lo que da origen al estado sólido de forma y volumen
definido.
Las partículas de los líquidos poseen un tipo de movimiento vibratorio que les permite un
mayor espacio entre estas y con esto un cambio continuo de posición relativa. Por lo
tanto, los líquidos a pesar de tener un volumen definido, asume la forma de sus envases.
MATERIAL
Picnómetros
Balanza Granataria
Aerómetro
Probeta Graduada
Figuras Geométricas
Trozos de diversos metales
Bernier
REACTIVOS
Acetona
Tetracloruro de Carbono (Ccl4)
Agua
Etanol
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PARTE EXPERIMENTAL
1.- determinación de la densidad por un areómetro
1.- A una probeta graduada adicionar aproximadamente 200 ml del líquido problema (Sea
etanol, agua, solución azucarada, brandy o tequila)
2.- Introducir cuidadosamente el areómetro correspondiente a la probeta. El areómetro
flotará verticalmente (figura ).
3.- Cuando el areómetro ha alcanzado el equilibrio con el líquido, la profundidad hasta la
cual se sumerge el vástago se lee en la escala específica. ( Observar las unidades de
lectura indicadas en el areómetro)
AEROMETRO
2.- Determinación de la densidad de agua, etanol y tetracloruro de carbono por el
método del picnómetro.
1.-Lavar y secar perfectamente el picnómetro con acetona
2.- Pesar el picnómetro en la balanza granataria determinando su masa (m1).
3.- Agregar a éste una cierta cantidad de líquido problema , limitado por el volumen
graduado del picnómetro.
4.- Pesar nuevamente el picnómetro determinando la masa (m2 ). La masa del líquido
corresponde a la diferencia m2 - m1.
5.- La densidad del líquido a la temperatura T (oC) del experimento está dada por:
d = m2 - m1 / v
Donde v = Volumen graduado del picnómetro ( indicado en la parte inferior de éste).
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PICNOMETRO
3.- Determinación de la densidad de un sólido.
1.- Pesar el sólido en la balanza granataria.
2.- Si el sólido es regular el volumen se determina por el método geométrico.
3.- En caso contrario (sólidos irregulares), se agrega un volumen conocido de agua a una
probeta graduada (v1). Sumergir el sólido en la probeta provocando un desplazamiento
del líquido a un nuevo volumen (v2) (figura 7). La diferencia v2 - v1 es el volumen del
sólido.
4.- La densidad está expresada como:
d=m / v2 - v1
CUESTIONARIO
1.- ¿Por qué un block de unicel con las mismas dimensiones que un block de ladrillo no
pesan lo mismo?
2.- ¿Cómo te imaginas la estructura molecular del unicel y del ladrillo?
3.- ¿Qué ventajas y desventajas en usar un areómetro y un picnómetro?
4.- Para definir el gramo los científicos eligieron la densidad del agua, ¿Cuáles son las
condiciones para esta definición?
5.- ¿Por qué el agua sólida (hielo) flota en el líquido?
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PRACTICA 4
.
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Aprender a medir y usar termómetros de mercurio y digital, enfocar y
visualizar a través de microscopios estereoscopios, distinguir el momento en que una
sustancia está cambiando de fase (estado físico). Instalar equipo de microescala para
determinar el punto de ebullición.
2.- Conceptual: Relacionar unas de las principales propiedades de la materia, con otros
parámetros como son el empaquetamiento molecular, las fuerzas de enlace químico, peso
molecular y su relación con otras de las propiedades de la materia.
3.- Actitudinal: Distinguir los diferentes estados físicos y encontrar propiedades generales
para cada estado físico; explicando los cambios macroscópicos en función de los cambios
microscópicos, así como los parámetros físicos involucrados en cada cambio.
INTRODUCCIÓN
Ebullición. Un líquido y su vapor solo pueden estar en equilibrio en un recipiente
cerrado. A medida que aumenta la temperatura del líquido, la presión de vapor aumenta,
debido al aumento de energía cinética. Cuando la energía cinética de las moléculas es lo
suficientemente grande como para sobreponerse a la presión interna de líquido (debido a
la presión atmosférica), las moléculas chocan con la suficiente violencia para separarse
unas de otras, en este punto, el líquido está hirviendo. EL PUNTO DE EBULLICION
NORMAL es la temperatura a la cual la presión de vapor es igual, a la presión
atmosférica. La temperatura de ebullición es una función de la presión.
Fusión. De acuerdo con la Teoría Cinética si se aumenta la temperatura de un sólido, la
velocidad de sus partículas debe aumentar y con esto la fuerza de sus choques; por lo
tanto, se obligan a separarse más. Si la temperatura de un sólido aumenta lo suficiente,
las moléculas se separarán a tal distancia que se deslizarán unas sobre otras. El arreglo
ordenado del sólido se descompone y ocurre el cambio llamado fusión.
DISTRIBUCION MOLECULAR EN LOS ESTADOS
SOLIDO, LIQUIDO Y GASEOSO
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MATERIAL Y REACTIVOS
Soporte Universal
Parrilla eléctrica
Pinzas
Vaso de precipitado
Termómetro de Mercurio
Tubo de Ensayo
Tapones
Mortero
Tetracloruro de Carbono
Alcohol Etílico
Acetona
Agua
Ácido Benzóico
PARTE EXPERIMENTAL
1.- Determinación del punto de ebullición
En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 3ml de la muestra, montar el aparato
mostrado en la figura.
DETERMINACION DEL
PUNTO DE EBULLCION.
El vaso de precipitado se llena hasta la mitad con agua y se enciende la parrilla, dentro de
el vaso se introduce el tubo de ensayo (baño María) y se registra la temperatura de
ebullición de cada sustancia.
2.- Determinación del punto de fusión de un sólido
La muestra (ácido benzóico, azúcar ó cera) debe de estar completamente seca y
finamente pulverizada, para esto se debe triturar con un mortero. En un tubo capilar se
introduce la muestra ya triturada en una cantidad aproximada que alcanza la altura del
bulbo del termómetro.
Se procede a llenar el tubo de Thiele con aceite hasta una altura un poco mayor del arco
del tubo. Se monta el equipo, el capilar se une a la parte inferior del termómetro con una
liga. El calentamiento puede ser rápido hasta alcanzar una temperatura de 100oC, pero
una vez rebasando esta temperatura se efectuará un calentamiento pausado para poder
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así observar claramente el punto de fusión del sólido, el cual se podrá visualizar en el
momento en que aparezca el primer indicio de líquido en el capilar.
Una forma alternativa es la que a continuación se describe:
Moler en un mortero unos cristales de paraclorobenceno o de ácido benzoico poner el
polvo resultante en una laminilla de Aluminio y depositarIa en la parrilla de calentamiento
del aparato que nos sirve para determinar el punto de fusión.
Enfocar con el microscopio estereoscopio lo mejor posible los cristales y verificar que el
termómetro digital este marcando la temperatura. Encender el reóstato (resistencia
variable) del aparato y con el botón incrementar la temperatura hasta el momento en que
se observe que el estado o fase sólida (cristales) se transforma a la fase liquida (da la
impresión de que se mojan o humedecen los cristales) en ese momento coexisten los dos
estados físicos registrar la temperatura del termómetro digital y apagar el reóstato; si es
posible observar el momento en el cual vuelve a fundir los cristales. Observar la figura:
DETERMINACION DEL PUNTO DE FUSION
PREGUNTAS
1.- Definir Punto de Fusión.
2.- Definir Punto de ebullición.
3.- ¿El punto de fusión se puede utilizar como criterio de pureza de un compuesto?
4.- El punto de ebullición en la ciudad de Puebla es de 94 °C y no de 100 °C como dice la
literatura. ¿Cual es la razón?.
5.- ¿En una olla Express el punto de ebullición es mayor o menor a 100 °C?¿Cuál es la
razón?
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PRACTICA 5
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Medir cuidadosamente volúmenes, cambios de temperatura, pesar en
balanza digital y realizar cálculos relacionados con la calorimetría.
2.- Conceptual: Relacionarse con los términos: calor, caloría, calorimetría, capacidad
calorífica, temperatura y su relación con la primera Ley de la Termodinámica.
3.- Actitudinal: Comprender que todos los fenómenos en la naturaleza están regidos por
Leyes y Principios que en el transcurso del tiempo el hombre ha descubierto, esto lo lleva
a predecir la naturaleza desde una perspectiva mas amplia que lo debe ayudar a
racionalizar su medio ambiente.
INTRODUCCION.
La calorimetría es una rama de la termodinámica que se encarga del estudio del calor en
los procesos fisicoquímicos. Como sabemos el 90 % de la energía que consume la
sociedad proviene de las reacciones químicas, principalmente de la quema de fósiles
como el petróleo, por otro lado una reacción química se debe activar ya sea agregando o
desprendiendo energía; en cada uno de estos procesos hay flujos de calor y la
calorimetría se encarga de estudiarlos. Calorímetro. Es un recipiente que térmicamente
aísla un experimento de su medio ambiente. Idealmente, esto significa que el resultado de
un experimento realizado en un calorímetro es independiente de su medio ambiente,
porque no hay flujos de calor hacia el interior o exterior del recipiente.
Aunque no existen calorímetros ideales las siguientes recomendaciones son oportunas:
. El tiempo que se lleve entre tomar la temperatura inicial y la final debe ser mínima.
. En 10 posible 1 a temperatura ambiente debe ser aproximadamente la mitad entre la
temperatura inicial y final del experimento.
Caloría. Es la unidad estándar para medir el calor transferido y es definida como:
" la cantidad de energía requerida para aumentar la temperatura de un gramo de agua
desde 14.5°C a l5.5°C".
Cuando dos objetos o sistemas de diferente temperatura se ponen en contacto, la energía
en forma de calor es transferido del sistema más caliente al más frío. Esta transferencia
de calor aumenta la temperatura del sistema más frío y baja la temperatura del sistema
más caliente. Eventualmente los dos sistemas alcanzan una temperatura común y la
transferencia de calor termina.
18
MATERIAL Y REACTIVOS
1.- Calorímetro.
2.- Balanza.
3.- Termómetro.
4.- Agua.
5.- Aluminio.
6.- Cobre.
7.- plomo.
PARTE EXPERIMENTAL
I.- Calor específico del agua:
1.- Determinar la masa de los dos calorímetros, vacíos y secos, Mcal.(1), Mcal.(2).
2.- Llenar el calorímetro (1) aproximadamente un tercio con agua fría. Pesar el calorímetro
con el agua, Mcal.(1) + H2O, frío.
3.- Llenar el segundo calorímetro (2) aproximadamente un tercio con agua caliente. Pesar
el calorímetro con el agua, Mcal.(2) + H2O, caliente.
4.- Medir las temperaturas en grados Celsius, Tcaliente y Tfría.
5.- Inmediatamente después de medir las temperaturas, adicionar el agua caliente a el
agua fría y agitar con el termómetro hasta que se estabilice la temperatura. Anotar la
temperatura final, Tfinal.
6.- Repetir el experimento 2 veces con diferentes masas de agua a diferentes
temperaturas. (se puede adicionar agua fría a caliente en lugar de caliente a fría).
7.- Llenar la tabla de valores experimentales
.
Prueba 1
Prueba 2
Prueba 3
Mcal.(1).
Mcal.(2).
Mcal.(1) + H2O, frío.
Mcal.(2) + H2O, caliente.
Tfrío.
Tcaliente.
Tfinal.
Cálculos
Con los datos experimentales, hacer los cálculos necesarios para determinar la masa del
agua caliente y fría que fueron combinadas, y también los cambios de temperatura, ∆T, en
cada caso.
19
Usando las ecuaciones mostradas abajo, calcular el calor ganado por el agua fría,
el calor perdido por el agua caliente, ∆Hcaliente.
Hfría y
∆Hfría = (MH2O fría)(∆Tfría)(1.0 Cal/g.°C)
∆Hcaliente = (MH2O caliente)( ∆Tcaliente)(1.0 Cal/g.°C)
Donde: 1.0 Cal/g.°C = calor específico del agua.
Llenar la tabla de cálculos:
Prueba 1
Prueba 2
Prueba 3
MH2O fría.
MH2O caliente.
∆Tfría.
∆Tcaliente.
∆Hfría.
∆Hcaliente.
II.- Calor específico de Al, Cu y Pb.
1.- Pesar el calorímetro vacío y seco, Mcal.
2.- Pesar las muestras de Al, Cu, Pb. Mmuestra.
3.- Unir un hilo a cada una de las muestras metálicas y suspender cada muestra en agua
hirviendo. Dejar la muestra durante 5 minutos para que la muestra se caliente
completamente. Medir la temperatura de ebullición, Teb.
4.- Llenar el calorímetro aproximadamente a la mitad de agua fría.
5.- Medir la temperatura del agua fría.
6.- Inmediatamente después de medir la temperatura, quitar la muestra metálica del agua
en ebullición, rápidamente secar, y entonces suspender la muestra en el agua fría dentro
del calorímetro, sin que la muestra toque el fondo.
7.- Agitar el agua con el termómetro hasta que se estabilice la temperatura, Tfina
8.- Inmediatamente después de tomar la temperatura, pesar el calorímetro, el agua y la
muestra metálica. Mtotal.
9 .- Llenar la tabla de datos experimentales y cálculos.
Prueba 1: Al.
Prueba 2: Cu.
Mcal. (g).
Mmuestra (g).
Tfrío (°C).
Tfinal (°C).
Mtotal.
MH2O.
∆TH2O.
CCal/g.°C
Cálculos
Para cada metal examinado, usar las ecuaciones siguientes:
MH2O = Mtotal – (Mcal. + Mmuestra)
Prueba 3: Pb.
20
∆TH2O = Tfinal - Tfrío
∆Tmuestra = Teb. - Tfinal
De la ley de la conservación de la energía, el calor perdido por la muestra metálica debe
ser igual al calor ganado por el agua.
Calor perdido por la muestra = Calor ganado por el agua
(Mmuestra)(cmuestra)(∆Tmuestra) = (MH2O)(cH2O)(∆TH2O)
Donde: cH2O = 1.0 Cal/g.°C
Con la ecuación y los datos experimentales resolver para el calor específico de Al, Cu y
Pb.
III.- Calor específico del anticongelante.
1. – Calentar aproximadamente 100 g de anticongelante a aproximadamente 60°C.
2. – Medir la temperatura y entonces rápidamente poner el anticongelante en el
calorímetro con agua fría, agitar hasta que se estabilice la temperatura.
Hacer los cálculos por separado, tomando en cuenta los siguientes datos:
Mcal. = masa del calorímetro.
MH2O = masa del calorímetro más agua.
Tfrío = temperatura del agua fría.
Mfinal y Tfinal = la masa y temperatura del calorímetro más agua más
anticongelante.
CUESTIONARIO
l.- ¿En donde hay más energía térmica cuando se tiene por separado el agua
caliente y fria o cuando se mezclan?
2.- ¿Esto indica que la energía se conserva o no?
3.- Discutir cualquier fuente de perdida o ganancia de calor que pudo haber
ocurrido durante el experimento.
4. ¿Si 200 gramos de agua a 85 °C fueran agregados a 150 gramos de agua a 15
°C, cual debe ser la temperatura final de equilibrio de la mezcla?
5.- ¿Cómo es el calor especifico de un metal con respecto al calor especifico del
agua.
6. ¿Cuáles pueden ser los errores posibles al realizar los experimentos?
21
PRACTICA 6
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Usar un rayo láser, medir ángulos de incidencia y refracción, aprender
a distinguir materiales conductores de los aislantes
2.- Conceptual: El índice de refracción se refiere a la interacción de la luz con la materia y
en este caso con el estado líquido; por otro lado la conductividad eléctrica de la materia se
relaciona con el desplazamiento de los electrones por las bandas de conducción de los
materiales.
3.- Actitudinal: Comprender como se explican las propiedades físicas a través de las
propiedades estructurales de la materia.
INTRODUCCIÓN
Un parámetro físico que nos sirve para identificar una sustancia es el índice de refracción
que se define como "El cambio de velocidad que experimenta la luz al pasar del vació a
un segundo medio y que puede expresarse como una relación de velocidades"
Indice de refracción ( η) =
velocidad de la luz en el vacío (c)
velocidad de la luz en otro medio (v)
El índice de refracción de un líquido es la relación que hay entre la velocidad de la luz en
el vacio y la velocidad de la luz en un líquido. Es usado para identificar y analizar líquidos
y es fácilmente determinado por un refractómetro tipo Abbe que compara el ángulo de
incidencia de una fuente de luz que pasa a través de un líquido problema y de ahí hacia
un prisma de índice de refracción conocido.
El espectro de la luz y la refracción de la luz
Se puede hacer repitiendo el experimento clásico de Newton haciendo pasar la luz solar a
través de un prisma o bien ayudados por la luz de un foco y una lupa para enfocar los
rayos de la luz en el prisma.
22
Originalmente este experimento fue ideado por Issac Newton en 1686 y consiste en pasar
un haz de luz blanca a través de un prisma ( densidad Óptica 1.63 ) el resultado consiste
de 2 fenómenos.
La refracción de la luz que se observa por el cambio de dirección de la luz de su
trayectoria original cuando pasa de un primer medio que es el aire a una segundo medio
que es el prisma. En el siglo XVIII Young demostró que este cambio de dirección se debe
al cambio de velocidad que experimenta la luz al cambiar de medio ( aire -vidrio).
La dispersión de la luz provocando el arco iris de colores y que depende de la longitud de
onda (A) que caracteriza cada color desplazándose más intensamente el violeta que el
roio.
En nuestro caso vamos a observar como una luz coherente y polarizada (luz láser) se
comporta al atravesar un líquido y registrar el cambio observado. Cuando una onda
electromagnética (luz) incide en una sustancia, polarizará el medio y llevará a los
osciladores eléctricos (átomos) a una vibración forzada. Estos átomos a la vez irradiarán o
esparcirán, detendrán a interferirse mutuamente.
MATERIAL Y EQUIPO: Rayo Láser, Prisma de acrílico, Alcohol, agua.
PARTE EXPERIMENTAL
1.- Índice de refracción
Observar la desviación de la luz láser cuando pasa por el líquido.
El prisma es un recipiente hueco que inicialmente contiene aire, anotar la posición donde
se observa la señal del láser. Ahora con una jeringa agregarle agua y ponerlo en la misma
posición, observaras que la posición de la luz láser es diferente a la anterior poner una
marca que señale la desviación causada por el agua; repetir el experimento para otros
líquidos y llenar la siguiente tabla.
Sustancia
Indice de refracción
Velocidad de la luz
Se sugiere: Coca-cola normal y ligt, agua mineral, aceite, Suero.
23
Índice de refracción para varios líquidos (20 °C)
Líquido
Indice de refracción
Velocidad de la luz
Agua
1.33
Éter etílico
1.35
Etanol
1.36
Hexano
1.37
Butanona
1.38
Isobutanol
1.39
1-Butanol
1.40
Tetrahidrofurano
1.41
Ciclohexano
1.42
Ciclohexeno
1.44
Ciclohexanona
1.45
Tolueno
1.49
2.- Conductividad
La conductividad se define como la capacidad de una sustancia para conducir la corriente
eléctrica. Los metales y los electrólitos son excelentes conductores eléctricos. Algunos
otros materiales pueden clasificarse como semiconductores y otros como aislantes.
Teoría de bandas.
La conductividad en los metales se puede explicar mediante el siguiente modelo: Los
metales son electropositivos por lo que fácilmente pierden sus electrones externos. Sus
orbitales externos vacíos interaccionan entre sí. Cada nivel exterior está subdividido en
varios niveles energéticos con diferencias en energías muy pequeñas, por lo que en
realidad se tienen bandas de energía separadas entre sí por pequeñas brechas
energéticas llamadas zonas no permitidas. Si se colocan nuevamente los electrones del
nivel externo en el metal, estos entran a la banda de menor energía disponible. La banda
de energía ligeramente mayor es la banda de conducción. Si se aplica una fuente de
energía externa, los electrones pueden saltar a la banda de conducción; y una vez ahí,
pueden moverse a cualquier extremo del meta (en otras palabras el metal está
conduciendo cargas eléctricas). Si la zona no permitida de una sustancia representa una
brecha energética grande, entonces es una aislante. Los semiconductores poseen una
zona permitida moderada y pueden servir como conductores bajo ciertas condiciones.
CUESTINARIO
l.- Definir las Leyes de la refracción de la luz y anotar sus ecuaciones.
2.- ¿Qué científicos fueron descubriendo las causas que originaban la refracción de la
luz?
3.- ¿Qué fenómenos ocurren en el interior de un líquido para que suceda la desviación de
la luz, es decir la refracción?
4.- ¿Busca cual es el rango de longitudes de onda para los diferentes colores?
5.- ¿Qué otra propiedad física de un líquido podemos utilizar para distinguir una sustancia
de otra?
6.- De acuerdo a la tabla de conductores y semiconductores y aislantes ¿Cuántas veces
es más conductor la Ag y Cu con respecto al Si? ¿Cuántas veces es mas conductor el Mn
con respecto al S?
7.- ¿En los tendidos eléctricos de la ciudad se utiliza Al; pero en los tendidos eléctricos de
las casas se utiliza el cobre y en las computadoras de alta velocidad se utiliza el Au
¿Hay alguna razón para esto?
24
PRACTICA 7
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Aprender a manejar un motor de Stirling, un termoconductor, un
generador eléctrico y realizar una foto electrolisis.
2.- Conceptual: El concepto de energía es bastante amplio y uno de los temas centrales
de las Ciencias naturales, podemos llegar a este concepto desde varios caminos pero en
cada caso llegaremos al fundamento de energía, su manera de obtenerla, emplearla, así
como sus relaciones y equivalencias.
3.- Actitudinal: El estudiante conocerá varias opciones para una sociedad cada vez mas
demandante de energía; términos como eficiencia, costos, factibilidad y consecuencias
ecológicas son parámetros que el estudiante debe investigar y debatir con sus
compañeros.
INTRODUCCION.
Como sabemos el consumo de energía del hombre en la antigüedad se reducía a
su propio alimento (2500 cal/día) ; pero hoy en la sociedad industrial con sus
innumerables servicios y redes de información una persona consume 250, 000 cal/día, lo
que equivale a 100 veces más ; tomado en cuenta el número de habitantes que acceden
a esta energía veremos el esfuerzo que socialmente se realiza para su obtención.
Es un hecho que el próximo siglo se agotarán las formas tradicionales de
obtención de energía (combustión de fósiles) y se pasará a nuevas formas más
eficientes, limpias y en lo posible renovables. Por eso es importante experimentar
algunas alternativas posibles de energía que se tienen para ir incorporando de acuerdo a
la naturaleza de nuestro medio otras formas de enrgía.
PARTE EXPERIMENTAL.
Observa cuidadosamente cada uno de los experimentos, escribe todas tus observaciones
e indica cada una de las transformaciones de energía.
1.- Energia por reacciones oxido-reduccion.
Hoy los carros de combustión interna aprovechan menos del 25% de energía aportada
por la gasolina. Los prototipos eléctricos convierten el 90% de la energía posible en
movimiento a través de las reacciones oxido-reducción que se llevan a cabo en células
acumuladoras. Reacciones de este tipo son los siguientes ejemplos.
a).- Motor de 1.5V y 300mA accionado por una pila con electrodos de Cu - Zn sumergida
en una solución de H2SO4 al 2% como electrolito.
b).- Acumulador: Motor de 1.5V y 300mA accionado por una pila con electrodos de PbO2
y Pb sumergida en una solución al 2% de H2SO4 / Na2SO4 como electrólito.
c).- Reloj digital activado por una pila con electrodos muy delgados de Cu - Zn y
sumergida en una solución de NaCl común.
d) Multímetro digital activado por una pila con electrodos de Cu-Zn sumergidos en
soluciones de CuSO4 y ZnSO4 0.1M respectivamente. El electrólito es una solución de
KCl. Esta pila es llamada Pila de Daniel general un voltaje de 1.1V.
25
MOTOR ACCIONADO POR UNA PILA Cu-Zn
2.- Motor de stirling.
Hace 200 años los motores de vapor iniciaron la revolución industrial y durante mucho
tiempo movieron los trenes, hoy son utilizados para generar electricidad. Se muestra un
motor de vapor en el que al ser calentado por un soplete la energía calorífica transforma
el estado físico del agua provocando su movimiento.
3.- Energía luminosa.
Cada vez la energía solar tomará un lugar preponderante en la manera de obtener
energía en la sociedad actual, debido principalmente a su inagotabilidad, limpieza y
aumento de eficiencia en los últimos años.
Movimiento de un radiómetro por acción de la luz de un foco.
4.- Generador eléctrico.
Con un generador eléctrico de 10V y 300mA se muestra como la energía mecánica que
se transmite por una manivela puede transformarse en energía eléctrica que mueve
motores, enciende focos, etc.
Este simple efecto muestra porque es posible usar la energía de los vientos (eólica) ; de
las mareas o de la caída de agua y así transformar este movimiento en energía eléctrica.
26
5.- Convertidor termoeléctrico.
Un convertidor termoeléctrico usa una serie de semiconductores que producen un salto de
electrones de mayor energía cuando se incrementa la temperatura y por el contrario se
mueven a niveles más bajos con la disminución de la temperatura. En cualquiera de los
dos casos hay un flujo neto de electrones que es el principio de la corriente eléctrica.
En este ejemplo se utilizan dos semiconductores termoeléctricos conectados a un
pequeño motor, uno de ellos se introduce en agua caliente y el otro en agua helada ; la
diferencia de temperatura provoca una corriente eléctrica entre los semiconductores que
mueven el pequeño motor. Esto es muy ilustrativo de lo que se puede hacer en el futuro
para extraer energía de las diferentes corrientes oceánicas.
CONVERTIDOR TERMOELECTRICO
6.- Dinamo
Con el movimiento de la mano al abrir y cerrarla accionamos una palanca que esta unida
a un generador de corriente ; la acción mecánica de la mano mueve un imán dentro de
una bobina de cobre generando en sus terminales una corriente de 200 mA y un voltaje
de 3 volts suficientes para encender un foco de lámpara.
27
DINAMO
7.- Energía fotoeléctrica.
La energía captada por celdas solares es 30 veces más eficiente que la fotosíntesis y su
conversión directa en energía eléctrica prevé un mayor desarrollo y eficiencia.
Una forma de generar electricidad es el impulsar un motor con la luz solar. Se requiere un
sistema colector de luz solar, un receptor que la absorba y un conversor que la
transforme en electricidad.
a) Medidor fotoeléctrico de corriente de 500mA.
b) Motor de 1.5V y 300mA accionado por una celda fotoeléctrica.
c) Carro fotoeléctrico.
MEDIDOR FOTOELECTRICO
8.- Foto electrolisis del agua.
Entre todos los sistemas para producir energía motriz de un vehículo las pilas de
combustible serán las más utilizadas. Desde el punto de vista técnico y ambiental el
hidrógeno es el más prometedor y más aún si este puede obtenerse de paneles solares
28
por electrólisis del agua. Si se generaliza este método de obtención de hidrógeno, el
sistema entero de transporte no deterioraría el entorno, y la energía sería totalmente
renovable.
Panel solar de 12V, 75mA y conexiones de platino para producir mediante la foto
electrólisis de una solución de agua acidificada hidrógeno.
CUESTIONARIO
1.- ¿Cómo definirías la Energía ?
2.- Nombra 5 formas de energía y cómo se originan.
3.- ¿En qué consiste el fenómeno de electrólisis ?
4.- Explica brevemente el efecto fotoeléctrico
5.- Nombra 5 posibles alternativas de nuevas energías.
29
PRACTICA 8
OBJETIVO.
Verificar experimentalmente las leyes de los gases de Boyle, Charles, Gay-Lussac y
Avogadro.
INTRODUCCION.
LEY DE BOYLE.
Boyle demostró que cuando, la presión sobre una determinada cantidad de gas se
duplicaba, manteniendo la temperatura constante, el volumen se reducía a la mitad. (ver
fig. 1)
FIG. 1 REPRESENTACION DE LA LEY DE BOYLE
A temperatura constante(T) el volumen (V) de una masa fija de un gas es
inversamente proporcional a la presión (P), lo cual se expresa como: V 1/P.
En forma de ecuación PV = constante ó PV = k
Para un conjunto de condiciones:
P1V1 = P2V2
LEY DE CHARLES.
Aproximadamente en 1787, J.A.C. Charles (1746---1823) físico francés observó el efecto
que tiene la temperatura sobre el volumen de un gas. Encontró que diversos gases se
30
expanden la misma cantidad fraccionaria cuando pasan por el mismo cambio de
temperatura. Después encontró que si determinado volumen de un gas a 0oC se enfría
1ºC , su volumen disminuía en 1/273 , si se enfriaba 2ºC, en 2/273 y así sucesivamente.
A presión constante, el volumen de una masa fija de cualquier gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta , lo cual puede expresarse como V T.
En forma de ecuación quitando la proporcionalidad: V = k T ó k = V / T. Si la temperatura
se multiplica por dos el volumen debe duplicarse.
La ecuación que relaciona el volumen de un gas a dos temperaturas:
V1 / T1 = V2 / T2
LEY DE AVOGADRO.
Si colocamos dos gases diferentes, a exactamente la misma temperatura y presión en
envases separados que poseen exactamente el mismo volumen, a una temperatura dada,
las moléculas del gas tendrán la misma energía cinética promedio. Si las energías
cinéticas son iguales, cualquier diferencia en la presión dependerá del número de
moléculas de cada gas. Como se había mencionado que los gases están sujetos a la
misma presión, debe haber igual número de moléculas en ambos gases. Esto da origen al
Principio de Avogadro.
A igual temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo
número de moléculas.
ECUACION DE UN GAS IDEAL.
Las leyes anteriores relacionan los parámetros: P.V, T y
combinar estas variables en una ecuación se tiene:
n ( número de moles). Al
PV n T. Eliminando el signo de proporcionalidad PV = n R T
Donde R = constante de proporcionalidad = constante del gas ideal = 0-0821 atm. L / mol
K
MATERIAL Y REACTIVOS.
3 Buretas
Solución de HCl al 10%
2 Embudos de separación
Lata de refresco vacía y seca
1 Matraz erlemeyer. de 125 ml
Huevo hervido cocido y pelado
1 Termómetro digital 0-150oC
Zn
Manguera
1 Tubo de ensayo con tapón
Perilla
3 pinzas para bureta
1 Vaso de precipitado
Manómetro de 0-45 g/cm2
Mechero
Pinzas para crisol
Vaso de precipitado grande o cuba hidroneumática
Matraz erlenmeyer grande
31
PARTE EXPERIMENTAL
♦ Ley de Charles.
Temperatura
1.- Tomar las lecturas iniciales de temperatura y el volumen de agua en la bureta,
asegurando que se encuentre a la presión atmosférica (el nivel del agua en la bureta y en
el tubo auxiliar deben estar al mismo nivel).
2.-.Enciende el termómetro digital del dispositivo y en seguida la lámpara.
3.- Cuando la temperatura se incremente cinco grados iguala nuevamente el nivel de
agua en las buretas e inmediatamente tomar la lectura del volumen que marca la bureta.
4.- Registra la temperatura y el volumen desplazado de agua (correspondiente al volumen
de gas).
5.- Repite los el procedimiento anterior hasta completar diez mediciones.
6.- Vacía tus resultados en la tabla correspondiente (final de la práctica) y graficalos
(ejemplo en la figura)
7.- Corrige tus resultados por el método de mínimos cuadrados.
Ley de Charles
312
310
308
306
304
302
300
298
13
14
15
16
17
Volumen
18
19
20
FIG.2 DISPOSITIVO PARA VERIFICAR LA LEY
DE CHARLES.
♦ Ley de Avogadro
1.- Monta el aparato mostrado en la figura 3.
32
2.- Pesa 2cm de Mg
3.- Agrega a un tubo de ensayo 3 ml aproximadamente de solución de HCl
concentrado
5.- Anota la lectura de agua en la bureta V1
6.- Introduce el Mg al tubo de ensayo cuidando que no haga contacto con la solución.
Tapa el tubo de ensayo.
7.- Cuando el tubo este sellado completamente deja caer el Mg a la solución y agita
vigorosamente hasta que este desaparezca completamente.
8.- Sin destapar el tubo registra el volumen de agua desplazado en la bureta. V2. Mide
la temperatura dentro del tubo.
9.- Repite los puntos anteriores con dos diferentes cantidades de Mg..
10.- Vacía tus resultados en la tabla correspondiente.
11.- Con los resultados obtenidos calcula la constante universal de los gases.
FIG. 3 APARATO PARA VERIFICAR LA LEY
DE AVOGADRO
♦ Ley de Boyle.
1.- Tomar la lectura del volumen que marca la bureta cuando la presión inicial es
cero en el manómetro.
2.- Subir el volumen del agua destilada en la bureta ayudados de un segundo
depósito (embudo) hasta que el manómetro marque 5 g/cm2 de presión.
3.- Repetir el paso anterior cada 5 g/cm2 de presión hasta completar 10
mediciones.
4.- Tabular los valores obtenidos y graficalos (ejemplo en la figura)
33
Ley de Boyle
50
Presión
40
30
20
10
0
8
9
10
Volumen
11
12
FIG. 4 DISPOSITIVO PARA VERIFICAR
LA LEY DE BOYLE
♦ Ley de Gay-Lussac.
Se monta un equipo con un matraz erlenmeyer conectado a un manómetro y a un equipo
de calentamiento con termómetro digital. El procedimiento para hacer las mediciones es el
siguiente:
1.- Tomar las lecturas iniciales de temperatura y presión.
2.- Encender el equipo y tomar la lectura de presión cuando la temperatura aumenta en
un grado.
3.- Repetir el procedimiento anterior hasta completar 10 mediciones.4
34
4.- Tabular los valores obtenidos y graficar.
♦ EFECTO DE LA PRESION ATMOSFERICA.
1.- Haz un pequeño orificio en el extremo inferior de una lata llena de refresco y extrae
contenido.
2.- Sostén la lata con una pinza de crisol. Calienta la lata homogéneamente durante
dos o tres minutos en la flama del mechero.
3.- Retira la lata y tapa con cuidado el orificio con un poco de cinta adhesiva.
4.- Con cuidado, rápidamente coloca la lata en un recipiente que contenga agua fría,
procura que el orificio no toque el agua.
5.- Observa.
6.- Calienta uniformemente un matraz erlenmeyer
7.- Coloca un huevo cocido y pelado en la boquilla del matraz.
8.- Observa.
su
CUESTINARIO
1. - ¿Cuáles son las principales propiedades de los gases?
2. - ¿Qué son los gases ideales?
3. - ¿Cuándo se infla un neumático de bicicleta o automóvil, que propiedad estamos
aplicando?
4. - ¿Qué fenómeno en tu vida diaria te serviría para demostrar la ley de Boyle?
5. - ¿Qué nuevo concepto has aprendido de la ley de Charles y Gay-Lussac?
35
PRACTICA 9
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Aprender a instalar un equipo de electrolisis, preparar solución de
H2S04 al 12%, diferenciar cátodo y ánodo por código de colores, realizar cálculos, medir
volúmenes, corriente eléctrica, tiempo de reacción, presión y temperatura.
2.- Conceptual: Entender la electrolisis que involucra reacciones de óxido reducción y por
lo tanto transferencia de electrones; determinar dos parámetros cruciales dentro de la
química como son la fórmula del agua y el número de Avogadro. Aplicar la Ley de los
gases ideales, el concepto de carga eléctrica, leyes de Faraday y concepto de mol.
3.- Actitudinal: Involucrarse con la metodología científica que nos lleva a definir
parámetros tan fundamentales en las ciencias naturales como son la fórmula química y el
número de Avogadro
INTRODUCCION.
DETERMINACION DE LA FORMULA DEL AGUA.
Aunque la inmensa mayoría de los estudiantes y de la gente común saben que la fórmula
del agua es H2O, casi nadie sabe como se llegó a esta conclusión. Incluso cuando Henry
Cavendish descubrió mediante la electrólisis que el agua contenía Hidrógeno y Oxígeno
se pensó por más de 50 años que la fórmula del agua era HO; aquí se presenta un
experimento incluso visual para validar la fórmula del agua.
DETERMINACION EXPERIMENTAL DEL NUMERO DE AVOGADRO.
El número de Avogadro adquiere una importancia primordial porque de ella se desprende
la existencia de un número constante de moléculas en un mol de cualquier sustancia. Si
sabemos que el valor de un mol N = 6.023 X 1023 moléculas entonces podemos calcular:
a).- Un mol de hidrógeno es igual a 2.016 g y la masa de una molécula es M/N =
3.35 X 10 -24 g entonces la masa de un átomo de hidrógeno es: 1.675X10-24 g.
b).- También podemos calcular los tamaños de átomos y moléculas. Tomemos 1
cm3 de agua la cual tiene un peso molecular de 18 uma, así al dividir tenemos 3.34X1022
moléculas de agua que corresponden a un volumen de 3.0 X 10-23 cm3 .
c).- Ahora si suponemos que las moléculas son esféricas entonces su radio es de
3.0X10-8 cm.
d).- El número Avogadro también nos sirve para calcular la vida media de un
elemento radiactivo; para calcular la cantidad de impureza de un semiconductor; para
realizar cálculos estequiométricos.
MATERIAL.
REACTIVOS
36
Voltámetro de Hoffman
Electrodos de Platino
Coulombímetro (Fuente de Poder)
Cronómetro
Termómetro de Mercurio.
Tubo de ensayo
2 Buretas
Manguera
Solución de H2SO4 al 10%
Magnesio
Solución de HCl al 10%
Lija de agua
METODOLOGIA.
1.- Determinación de la formula del agua.
Se prepara con anticipación la solución de ácido sulfúrico y se llena el voltámetro.
El amperímetro y el coulombímetro se conectan en serie como se observa en la figura 1,
se cierran las llaves del Voltámetro y se enciende el circuito. En seguida se observa el
burbujeo en los electrodos desprendiéndose el hidrógeno en el cátodo y oxígeno en el
ánodo; en virtud de que el oxígeno requiere el doble de carga que el hidrógeno para
formar moléculas, sólo se obtiene la mitad del volumen y de ahí surge la relación 2:1.
Ahora si quiere determinarse cuantitativamente y no sólo cualitativamente (visualmente)
entonces, se mide la temperatura de la solución, se toma en cuenta la presión
barométrica que es la misma de la ciudad y del voltámetro se mide el volumen de
hidrógeno y oxígeno.
FIGURA 1
DIAGRAMA DE CONEXIONES
2.- Determinación experimental del numero de Avogadro.
El método experimental es el mismo que el utilizado para obtener la fórmula del agua,
sólo que ahora se incorpora un multímetro digital para mediciones precisas y se mide
cuidadosamente el tiempo que dura el experimento.
37
Requisitos.
a).- La cantidad de electrones que fluyen durante la electrólisis (corriente) debe ser
medida con alta precisión, esto se consigue con un amperímetro digital.
b).- Los electrodos no deben ser
destruidos durante la oxidación del
oxigeno
4e-). Para ello se utilizan electrodos de platino.
(2O-2
c).- El número de electrones que fluyen durante la electrólisis debe ser en lo
posible invariable con el tiempo (corriente constante). Esto se resuelve con el
coulombímetro que a voltaje constante controla el número de electrones por segundo
(amperaje).
REACCIONES.
Cátodo (-) : 2H+ + 2e- → H2
Anodo (+) : 2O-2 →O2 + 4eCALCULOS.
1.- FORMULA DEL AGUA.
Con la ecuación general de los gases ideales PV = nRT se conocen todos los
parámetros excepto el número de moles, despejando de esta ecuación se calculan los
moles de oxígeno e hidrógeno; se divide entre el mínimo común denominador y se
obtiene la relación 2:1.
2.- NUMERO DE AVOGADRO.
Datos Experimentales:
Presión Atmosférica = 585mm de Hg (En la ciudad de Puebla)
Volumen de Hidrógeno = 14.40 centímetros cúbicos
Temperatura de la Solución = 17oC
Tiempo de duración del experimento: 20 minutos
Constante Universal de los Gases = 0.082 l.atm/ K . mol
Carga del Electrón = 1.60X10-19 coulomb
1.- Aplicando la Ley General de los Gases Ideales calculamos el número de moles
de H2 producidos durante la electrólisis.
nH2 = P.V/R.T = (585 mm de Hg) (1 atm/760mm Hg) (14.40X10-3 l) ] /
mol)
(273 + 17oC)oK
(0.082 l. atm/ K
nH2 = 4.670X10-4 moles
2.- Cada molécula de H2 requiere de 2 electrones para neutralizarse, entonces el
número de moles de electrones debe ser nH2 X 2:
Número de moles de electrones = 4.670X10-4
X 2 = 9.340X10-4 moles.
3.- Los coulombs utilizados en la electrólisis se calculan por:
Coulomb =
Coulomb = Amperaje x tiempo
(75mA) (1A/1000mA) x 20 min(60 seg/1min)
38
Coulomb = 90 Coulomb
4.- Para saber cuántos electrones representan esta cantidad de coulomb,
recurrimos al valor de la carga del electrón:
electrón
representa 1.60 X10-19 Coulomb
x electrones
90 Coulomb
X = 5.625X1020 electrones
5.- Finalmente, relacionamos el número de moles de electrones obtenidos en el
paso 2 con el número de electrones obtenidos en el paso 4.
9.34X10-4 moles de electrones
contiene 5.625X1020 electrones
1 mol de electrones
contiene N
N = 6.022X1023 electrones /mol
CUESTIONARIO
1.- ¿Qué es un agente reductor y un agente oxidante?
2.- Defina el concepto de electrólisis.
3.- ¿Cuál es la diferencia entre una celda galvánica y electrolítica?
4.- Defina potencial ó voltaje y sus unidades.
5.- Defina amperaje ó corriente y sus unidades
39
PRACTICA 10
OBJETIVOS
1.- Procedimental: El estudiante pesará en la balanza analítica, montará su equipo de
reacción química, preparará su solución de ácido clorhídrico al 10 % en peso, observará
la reacción química, medirá la temperatura, medirá el volumen de hidrógeno que se forma
y realizará los cálculos.
2.- Conceptual: El estudiante aplicara sus conocimientos: de estequiometría, peso
equivalente de un elemento, valencia, peso atómico, presión de vapor del agua,
temperatura, presión atmosférica, leyes de los gases ideales.
3.- Actitudinal: El estudiante aprenderá que un experimento sencillo se puede hacer una
demostración de las propiedades químicas y físicas de la materia y que es necesario
estudiar con detenimiento para poner en juego todos nuestros conocimientos.
INTRODUCCIÓN
1.- Peso equivalente
El peso equivalente o equivalente químico de una sustancia es la masa en gramos que
libera o adquiere 1 mol de cargas unitarias (6.023x1023 electrones o protones) en una
reacción. La definición nos dice que a diferencia del peso atómico o molecular, el peso
equivalente de una sustancia es una variable, depende de la naturaleza de la reacción,
por lo que es un poco complicado hablar el peso equivalente de una sustancia sin
mencionar una reacción.
Peso Equivalente = Peso Molecular / # de e- o p+ intercambiados en una reacción
PARTE EXPERIMENTAL
Procedimiento:
1.- Montar el aparato mostrado por el instructor.
2.- Cortar 2 cm. de Magnesio y lijarlo perfectamente con una lija de agua.
3.- Pesar el Magnesio en la balanza analítica.
4.- Llenar las buretas con agua destilada.
5.- Eliminar las burbujas de hidrógeno producidas en la bureta.
6.- Agregar 3 ml de la solución de HCl al 10% al tubo de ensayo.
7.- Adicionar el magnesio al tubo de ensayo cuidando que este no caiga al fondo.
8.- Tapar el tubo de ensayo y dejar caer el magnesio.
9.- Una vez disuelto el magnesio introducir el termómetro dentro del tubo de ensayo y
registrar la temperatura. Por desplazamiento del agua se mide la cantidad de hidrógeno
formado.
40
CALCULOS:
1.- Por medio de la ecuación de los gases ideales hallamos la cantidad en gramos de H2
formado:
PV = nRT ó PV = gRT / P.M. ....................(1)
De donde g = P V (P.M.) / RT
P = 585 mm Hg = 0.769 atm
V = Volumen desplazado de H2 en litros
R = 0.082 l atm/K mol
T = Temperatura de la reacción en grados Kelvin K = oC + 273
P.M. = 1.0008 g/mol
NOTA: Hay que hacer la corrección de la presión del gas que se forma, utilizando la
presión de vapor del agua a la temperatura correspondiente.
2.- Sabemos que:
m1 / m2 = Eq1 / Eq2 ................(2)
donde: m1 = masa del magnesio en gramos
m2 = masa del H2 en gramos
Eq1 = Equivalente químico del Mg
Eq2 = Equivalente químico del H2
Despejando la ecuación (2) tenemos:
EqMg = mMg/mH2 x EqH2
3.- Finalmente sabemos que Eq = P.M. ó P.A. / # e- ó p+ intercambiados en la reacción
Despejando tenemos que:
P.A. = (Eq) (#e- ó p+)
CUESTIONARIO
1.- Escribir la ecuación química que se efectuó al reaccionar el Mg con el HCl
41
PRACTICA 11
OBJETIVOS
1.- Procedimental: Leer con detenimiento la parte teórica, montar una pila de Daniell,
montar un acumulador de demostración, montar un equipo para obtener el oxígeno a
partir de una reacción química, preparar las soluciones con su concentración
correspondiente.
2.- Conceptual: Definir una reacción de oxidación y reducción, saber los conceptos de
oxidación, reducción, agente oxidante, agente reductor, balanceo de la ecuación por el
método de Ion-electrón, potencial estándar.
3.- Actitudinal: Se aprenderá que los elementos químicos y compuestos químicos tienen
además de sus propiedades físicas, sus propiedades químicas y dentro de ellas la más
importante la oxidación y reducción, la tecnología de los multímetros, fotografía, salud,
pilas, acumuladores, cerillos, etc. tiene como fundamento teórico esta propiedad de la
materia.
INTRODUCCIÓN
Introducción: Muchas reacciones químicas generan enormes cantidades de calor, y en
ellas aparece la llama como una expresión de las excitaciones electrónicas provocadas
por la elevación de la temperatura. El fuego ha sido considerado por muchos como el
promotor de la civilización humana, y para todos es clara su importancia, en especial
cuando requerimos de luz y calor. La llama es también símbolo de vida, y ésta puede
reducirse, al igual que el fuego, a una serie de reacciones químicas, muchas de ellas de
óxido-reducción. Hay una enorme cantidad de fenómenos que podrás explicarte con un
conocimiento más profundo de este tema, que empezaremos con un ejemplo muy
conocido. CERILLOS. Como los conocemos actualmente, los cerillos son una invención
del siglo XX. Aunque en el siglo pasado ya se producían en forma comercial, eran
sumamente peligrosos, pues podían incendiarse espontáneamente con u n poco d e solo
de calor. La cabeza del cerillo contiene clorato de potasio, KCIO3, que se descompone
con el calor:
2KCI03 → 2KCI + 302
Esta es la fuente del oxígeno necesario para la combustión; por su parte el sulfuro de
antimonio, Sb2S3, y la parafina son los combustibles. La chispa y el calor iniciales se
producen por fricción, gracias a la presencia de sustancias abrasivas y de fósforo rojo en
la cinta de encendido. No hay duda de que las reacciones químicas de óxido-reducción
implicadas en el funcionamiento de los cerillos son complejas, pero el concepto central es
que proporcionan los elementos del triángulo del fuego (calor, oxígeno y combustible),
observar los dibujos siguientes:
42
Otro ejemplo donde se presentan las reacciones de oxidación y reducción son los
ANTISÉPTICOS y DESINFECTANTES, OXIDANTES PARA LA SALUD. Un antiséptico es
una sustancia que evita el crecimiento de los microorganismos patógenos, y un
desinfectante aquella que destruye las bacterias y microorganismos patógenos. Los
primeros se utilizan por 10 regular en tejidos vivos, y los segundos en materiales
inanimados. A principios del siglo XIX, cualquier intervención quirúrgica era muy peligrosa,
ya que la herida podía infectarse fácilmente, y no se contaba con los antibiótico s
actuales. En 1867, Joseph Lister inventó la cirugía antiséptica al introducir el uso de
disoluciones de fenol para limpiar las heridas y descontaminar los instrumentos
empleados en las operaciones. Desde entonces, la cirugía ha alcanzado logros notables
por la introducción sistemática de productos químicos con estas funciones. Estas
sustancias actúan generalmente como agentes oxidantes de algunas sustancias
fundamentales para la vida de las bacterias. Por su alto poder oxidante, los antisépticos
atacan y llegan a destruir también las células de la piel u otros tejidos, por lo que su
aplicación debe ser controlada. Ejemplos:
12 Yodo.
H202 Peróxido de hidrógeno
HCHO Formaldehido.
C2H5OH Etanol
HgCl2 Cloruro de mercurio (II).
C6H5-OH Fenol
Ca(OCI)2 Hipoclorito de calcio.
KMn04 Permanganato de potasio
NaOCI Hipoclorito de sodio.
CH3CHOHCH3 Alcohol isopropílico.
La "tintura de iodo", solución alcohólica de 12, se ha usado desde hace muchos años
como antiséptico para el tratamiento de heridas menores, lo mismo que otros productos
comerciales más recientes, como el merthiolate y el mercurocromo. Para prepararla, se
agrega 12 sólido en etanol con un poco de yoduro de potasio disuelto, cuya función es
promover la disolución del 12. Cuando se aplican a una herida, los antisépticos que
contienen alcohol producen un ardor desagradable. Para evitar lo anterior, se han
desarrollado compuestos como el yodoformo que libera el yodo molecular y es soluble en
agua. El resultado es que la solución antiséptica es indolora. Otros dos ejemplos
importantes de desinfectantes son el Cl2 y el ozono, 03, por sus características oxidantes,
ambos se emplean para purificar el agua destinada al consumo humano. FOTOGRAFÍA
BLANCO Y NEGRO. OXIDO REDUCCIÓN CAUSADA POR LA LUZ. Es otro ejemplo del
as reacciones de oxidación y reducción, la fotografia es el resultado del esfuerzo de
muchas personas durante los últimos doscientos años. Su fundamento reside en la
propiedad que tienen diversas sustancias, como los halogenuros de plata, de reaccionar
químicamente en presencia de la luz. Estas sustancias se denominan fotosensibles. La
película fotográfica consiste en una tira de plástico flexible cubierta por una capa delgada
de gelatina, la cual contiene pequeñísimos cristales de bromuro de plata (son gránulos
con diámetro menor que un micrómetro, con aproximadamente 1012 iones plata, Ag+I),
43
cuando la película se expone a la luz, resultado de abrir el diafragma de la cámara al
dispararla, ocurren dos reacciones, para empezar, el ion bromuro, Br-l, libera un electrón y
se produce un átomo de bromo neutro, Br °, es decir, el bromo se oxida.
Ag+ Br- + Luz → Ag+ + Bro + eEl ion plata puede entonces atrapar al electrón para convertirse en un átomo de plata; o
sea, la plata se reduce.
Br -1 → Br o + e - Oxidación
Ag+ + e- → AgO Reducción
El resultado es que en las regiones de la película donde ha incidido más la luz (mayor
número de fotones) hay más plata metálica y, como es negra, oscurece ligeramente
dichas zonas, donde no llega la luz tenemos bromuro de plata incoloro. Otro ejemplo muy
conocido en nuestra vida diaria son las PILAS y ACUMULADORES:
Cuando un metal activo se sumerge en agua, se disuelve pasando a su forma iónica, por
ejemplo en zinc: Zn → Zn +2 + 2e- , los electrones de valencia correspondientes a estos
iones que pasan a la solución quedan sobre el metal y le comunican una carga negativa.
La carga negativa sobre el metal atrae a los iones positivos y tiende a reducirlos al estado
metálico, por ejemplo el cobre: Cu+2 + 2 e- → Cu. Cuando estos metales se introducen en
agua o alguna solución se les conoce como electrodos, cuando dos electrodos diferentes,
sumergidos en disoluciones de sus iones respectivos, se disponen de modo que las
disoluciones estén en contacto, pero sin mezclarse, a través de un puente salino, por
ejemplo, tal combinación constituye una PILA, se le conoce como pila galvánica o
voltaica.
PILA DE DANIELL
Las reacciones que ocurren en una pila dc Daniell son reacciones de oxidaciónreducción, el proceso se puede explicar por medio de dos semireacciones:
Cuo + 2e- → Cuo Reducción
Zno → Zn + 2 + 2e- Oxidación
El electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo, en el se recibe electrones
provenientes del proceso de oxidación, en esta pila el ánodo tiene carga negativa. El
electrodo en el cual se produce la reducción se denomina cátodo, como en este electrodo
los electrones son consumidos tan pronto como están disponibles, este electrodo es
positivo.
Se puede representar por medio del siguiente esquema: IZn+, Zn+2||Cu++, Cu+1|
Si la concentración de los iones es 1 Molar, la fuerza electromotriz de la pila es la
diferencia entre los potenciales normales de electrodos, estos valores han sido
calculados, cada especie química tiene su valor y los podemos investigar en las TABLAS
DE POTENCIALES DE REDUCCION, ejemplo:
44
Zn ++ + 2e- → Zno
Eo = -O.76V
++
o
Cu + 2e- → Cu
Eo = +0.34 V
Entre más pequeño es el valor, es una especie química más activa, porque tiende a ceder
electrones y por lo tanto actúa como REDUCTOR. Si la semireacción del Zn es invertida,
entonces obtendremos el resultado de la reacción:
Zno → Zn ++ + 2eEo = +0.76V
++
o
Cu + 2e- → Cu
Eo = +0.34 V
_______________________________________
Zno + Cu++ → Zn++ + Cuo
∆Eo = +1.10 V
ACUMULADOR
Una batería está integrada por seis celdas conectadas en serie, cada una con una
diferencia de potencial de 2V. El cátodo (-) está hecho de PbO2 inmerso en una malla
metálica, y el ánodo (+) es de Pb; ambos sumergidos en H2S04 bastante concentrado
(5M). Las reacciones que se llevan a cabo cuando se enciende el automóvil, y que
descargan la batería son:
Pb02 + 4H+ + S04-2 + 2e → PbS04 + 2H20
Reducción
Pb + S04-2 → PbS04 + 2eOxidación
Reacción completa: Pb02 + Pb + 2H2S04 → 2PbS04 + 2H2O
PARTE EXPERIMENTAL
1. - Obtención de Oxígeno: Pesar en la balanza analítica aproximadamente O.lg de una
mezcla de KCI03 y Mn02. Agregar a un tubo de ensaye y conectar al dispositivo según la
figura siguiente. Tapar perfectamente el tubo y llenar la bureta. Calentar la mezcla
suavemente con el mechero; cuando termina la reacción retirar el mechero y medir el
desplazamiento de agua para determinar la cantidad de oxígeno desprendido. La reacción
es:
KCI03 MnO2 → KCI + O2
Cálculos:
a). - Balancea la ecuación.
b). - Por medio de la ecuación de los gases ideales hallamos la cantidad en gramos de 02
formado.
PV=nRTóPV=gRT/P.M; g=PV(P.M.)/RT;
donde: P = 585 mm Hg = 0.769 atm (presión atmosférica en la ciudad de Puebla).
V = Volumen desplazado de 02 en litros;
R = 0.0821 atm/K mol
T = Temperatura de la reacción en grados Kelvin K = °C + 273
P.M. = 31.98 g/mol
45
2. - Propiedad oxidante del permanganato de potasio:
a). - Colocar en un tubo de ensaye 1 mililitro de solución 0.1 Molar de KMn04 y tres gotas
de H2SO4 concentrado.
b). - Con una pipeta adicionar gota a gota, solución 0.1 Molar de Na2S03 hasta observar
un cambio en la reacción.
La ecuación química de esta reacción es la siguiente:
KMnO4 + Na2S03 + H2S04 → MnSO4 + Na2S04 + K2S04 + H2O
Trabajo a realizar: Balancear la ecuación por el método del ión-electrón.
3. - Propiedad reductora del oxalato de sodio:
a). - Colocar en un tubo de ensaye 1 mililitro de solución 0.1 Molar de KMnO4 y tres gotas
de H2SO4 concentrado
b). - Con una pipeta adicionar gota a gota, solución 0.1 Molar de Na2C2O4. El cambio en
esta reacción es lento, por lo que se debe dejar reposar después de adicionar un mililitro,
hasta observar un cambio en la reacción.
La ecuación química de esta reacción es la siguiente:
KMnO4+Na2C2O4 +H2SO4 → K2SO4 + Na2SO4 + H2O+MnSO4 + CO2
Trabajo a realizar: Balancear la ecuación por el método del ión-electrón.
4. - Pila de Daniell.
l. - Preparar las soluciones de CUSO4 y de ZnSO4 0.1 molar .
2. - Lavar los electrodos.
3. - Preparar el puente salino: llenando con una jeringa la conexión de vidrio, colocar en
los extremos un algodón cuidando que no queden burbujas de aire.
4.- Colocar 40 mI de la solución de CUSO4 y otro con la solución de ZnSO4, introducir
cada electrodo en la solución correspondiente.
5. - Conectar los electrodos al multímetro.
6. - Medir el voltaje y corriente de la pila.
7.- Realizar una conexión en serie entre todas las pilas galvánicas. Medir el voltaje y la
corriente.
8..- Realizar una conexión en paralelo entre todas las pilas galvánicas. Medir el voltaje y el
amperaje.
46
5. - Acumulador.
l. - Preparar la solución de H2SO4 al 10 %.
2. - Vaciar aproximadamente 40 mI de esta solución a un vaso de precipitado.
3. - Introducir los electrodos de Pb en el vaso.
4. - Conectar una pila para cargar el acumulador, durante 5 minutos. Aquí estaremos
observando una electrólisis y por lo tanto la formación de los electrodos de Pb y PbO2.
5. - Retirar la pila, y conectar el acumulador a un multímetro para medir su voltaje.
6.- Comprobar que el voltaje proporcionado por una pila de Pb/PbO2 (acumulador) puede
ser capaz de hacer funcionar un motor y encender un foco de Watts.
47
PRACTICA 12
Objetivo: Calcular la cantidad de reactivo necesario para preparar una solución con
determinada concentración (% en peso, molar, molal, normal), preparar una solución y
expresar su concentración en las diferentes unidades, preparar una dilución a partir de
una de las soluciones preparadas y por último preparar una solución con una determinada
concentración porcentual a partir de dos soluciones con diferentes concentraciones.
Introducción: Sistema disperso o dispersión es un término general que nos indica que
una sustancia contiene a otra, distribuida en su seno en forma de partículas muy
pequeñas. En particular hablamos de una solución en donde el medio de dispersión es el
solvente y las partículas dispersas son el soluto, en la naturaleza se pueden encontrar
hasta 9 casos de sistemas dispersos (gas-gas, líquido-líquido, sólido-sólido, gas-líquido,
etc). A estos sistemas dispersos se les clasifica según el tamaño de las partículas
dispersas, en soluciones verdaderas o moleculares, soluciones coloidales y
suspensiones.
El concepto de concentración es útil en muchos contextos. En química la cantidad de
soluto disuelto en un volumen dado de solución se llama concentración de la solución,
cuando la concentración de la solución es reportada como moles de soluto por litro de
solución se llama molaridad de la solución, pero también puede expresarse como la
cantidad de soluto por cada 100 gramos de solución, número de equivalentes gramo de
soluto por cada litro de solución, moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente, etc.
En la tabla 3.3 se muestra la concentración de ionice en agua dados en miligramos por
litro de solución o partes por millón, se muestra una lista de los diez elementos más
abundantes en el agua de mar.
48
En la misma tabla observamos la cantidad de ionice expresada en toneladas que se
encuentran en los océanos, lo cual es otra forma de expresar la concentración. La
molaridad la expresamos como:
Molaridad =
Moles de soluto
Litros de solución
Por ejemplo se disolvemos 58.4 gramos o un mol de cloruro de sodio, NaCl, en agua
destilada hasta completar un litro de solución, la concentración es “un amol por litro” o
1.00 molar, y en química se escribe de la forma siguiente:
Concentración = 1.00 M = [NaCl]
En el siguiente dibujo vemos los pasos a seguir para preparar una de las soluciones más
comunes en el laboratorio, solución de permanganato de potasio, KMnO4, generalmente
usamos un matraz aforado como el que se muestra, se han pesado 0.435 g de KMnO4 y
disuelto en suficiente agua destilada hasta formar 250 ml de solución, por lo tanto
tenemos una solución 0.0110 M. El procedimiento es pesar la muestra, colocar la muestra
en el matraz aforado, disolver con poco agua, aforar hasta la marca del matraz (aforo).
49
La solución preparada tiene una concentración de 0.0110 molar de KMnO4, pero a
menudo es útil conocer la concentración de cada tipo de iones en la solución, algunas
sustancias se disocian completamente, algunas lo hacen muy poco y otras no se disocian,
esta propiedad de disociación está relacionada con el solvente usado, por ejemplo el
KMnO4 se disocia al cien por ciento en agua destilada, la disociación la podemos
representar en forma de una ecuación química:
KMnO4 (ac) → K+(ac) + MnO4-1(ac)
Un mol de KMnO4 da un mol de K+ y un mol de MnO4-1 por lo tanto 0.0110 M de KMnO4
dan una concentración de 0.0110 M de K+ y una concentración de 0.0110 M de MnO4-1.
En el siguiente dibujo se muestra una comparación con la disociación de otro compuesto,
carbonato de sodio, Na2CO3, que también se disocia al 100 %; Un mol de KMnO4 da un
mol de K+ y un mol de MnO4-1 mientras que un mol de Na2CO3 produce 2 moles de iones
Na+(ac) y 1 mol de iones CO3-2(ac) .
50
Muchas de las soluciones preparadas en el laboratorio es probablemente por el método
de dilución, un ejemplo práctico de hacer una solución por dilución es mezclar jugo de
naranja concentrado, con agua. El método consiste en iniciar con una solución de
concentración conocida y adicionar agua para hacer una solución de concentración
deseada. A menudo es más eficiente almacenar una solución concentrada en pocos litros
y entonces se puede adicionar agua para hacer muchos litros de una solución diluida. El
siguiente dibujo nos muestra los pasos para hacer una dilución, se preparan 500 ml de
solución de dicromato de potasio, K2Cr2O7, 0.0010 M a partir de una solución 0.100 M.
51
La fórmula para hacer los cálculos es la siguiente:
(Volumen 1) (Concentración 1) = (Volumen 2) (Concentración 2)
El volumen de la solución concentrada que debe tomarse con la pipeta, (Volumen
1), es igual a:
Volumen 1 = (500 ml) (0.0010 M) / (0.100 M)
PARTE EXPERIMENTAL
1. – Cálculos: Toma la solución que te indique el profesor (ácido sulfúrico, ácido
clorhídrico, ácido nítrico, ácido acético, etc.), observa su etiqueta y busca su
concentración porcentual y peso específico. Supón que vas a preparar 50 ml de
solución, calcula el volumen de la solución que vas a utilizar para que tu solución
tenga una concentración de 0.5 M (molar) y 0.25 N (normal). Llena los espacios
vacíos en la tabla:
Concentración
Cantidad de soluto
Volumen utilizado
0.5 M
0.25 N
2. – Solución de NaCl: Pesa en una balanza granataria 5.0 gramos de cloruro de
sodio, NaCl, en seguida coloca tu muestra en un matraz aforado de 50 mililitros,
disuelve con poca agua destilada, por último afora con agua hasta 50 ml. Con el
picnómetro calcula el peso específico de la solución preparada. Con tus datos
experimentales calcula la concentración de la solución: % en peso, Molar, Molal,
Normal. Llena tu tabla de valores:
% en peso
Molar
Molal
Normal
Concentración
3. – Solución de KMnO4: Pesa con la balanza analítica 0.01 gramos de KMnO4, pon
tu muestra en un matraz aforado de 50 ml, disuelve con poco agua destilada y
afora a 50 ml. Calcula la concentración molar de la solución, la concentración
molar de los iones potasio y la concentración molar de los iones permanganato.
Llena el cuadro de valores:
KMnO4
K+1
MnO-1
Molaridad
Representa la ecuación química de la disolución del permanganato de potasio:
4. – Dilución de KMnO4: Haz tus cálculos para preparar 100 ml de solución de
KMnO4 0.0000635 M (6.35 X 10-5 M) a partir de la solución anterior (experimento
3).
¿Qué volumen de solución empleaste?
¿Cuántos gramos de KMnO4 hay en la nueva solución?¿Cuántos gramos de
potasio hay en la nueva solución?
¿Cuántos gramos de MnO4-1 hay en la nueva solución?
52
PRACTICA 13
OBJETIVO: Determinar el número de moléculas de agua en un cristalohidrato.
INTRODUCCIÓN
Molécula.- Es la partícula más pequeña de una sustancia compleja, eléctricamente neutra
que participa en las reacciones, conservando sus propiedades químicas.
Las fórmulas químicas son la anotación convencional de la composición de la molécula de
una substancia. Mediante las fórmulas se expresa la composición cualitativa y cuantitativa
de las moléculas. Por ejemplo de la fórmula NxHy se deduce que la sustancia se compone
de Nitrógeno y de Hidrógeno (composición cualitativa). No obstante, sin saber el valor de
“x” e “y” no se puede saber que substancia es ésta. Podría ser por ejemplo, cualquiera de
las siguientes substancias: NH3, N3H, N2H4, N4H2 .Encontrar la fórmula de una sustancia
significa establecer el número de átomos en la molécula es decir, cuales serían los
valores de “x” e “y”.
a) Las FÓRMULAS MÍNIMAS (empíricas) indican la relación numérica mínima de
los átomos en la molécula. Para calcular la fórmula mínima es necesario establecer la
composición en peso de la substancia y los pesos atómicos de los elementos que la
componen, introduciendo el concepto de FACTOR ATOMICO F=% ( E ) / A
EJEMPLO: Calcular la fórmula mínima de la substancia con 87.5% de Nitrógeno y 12.5%
de Hidrógeno, si los pesos atómicos aproximados de estos elementos son 14 y 1,
respectivamente. Designando la fórmula por NxHy, encontramos la relación numérica de
los átomos en la molécula.
X :Y =
87.5 : 12.5 = 6.25 :12.5 = 1: 2
14
1
N H
N
H
F.A
N
F.A
H
NH
Por consiguiente, en la molécula de la substancia mencionada, el número de los átomos
de Hidrógeno es dos veces mayor que el de los átomos de Nitrógeno,así es como se
deduce que la fórmula mínima de dicha substancia es NH2.
b) Las FÓRMULAS VERDADERAS (moleculares) muestran no la relación, sino el
número de átomos en la molécula. Para establecer las fórmulas verdaderas, además de la
composición porcentual y los pesos atómicos de los elementos, es necesario conocer el
peso molecular del compuesto. Para algunas substancias las fórmulas mínimas y
verdaderas coinciden.
53
EJEMPLO: Establecer la fórmula verdadera de la citada substancia, si la densidad
relativa del vapor de la misma referida al aire es 1.1 ( D Aire= 1.1 ).
Primero se establece la fórmula mínima, puesto que la relación x : y = 1 : 2, la fórmula
verdadera puede tener el siguiente aspecto NH2, N2H4, N3H6, étc. Por la fórmula M = 29
Daire calculamos el peso molecular M=31.9≅32. Supongamos que la fórmula mínima NH2
es la verdadera, entonces el peso molecular determinado por la suma de los pesos
atómicos sería igual a 14 + 2 x 1= 16. Pero, en realidad, el peso molecular es dos veces
mayor por consiguiente, la molécula duplica la cantidad de átomos originándose la
fórmula N2H4 (hidrazina).
Para obtener las fórmulas de las substancias simples es necesario conocer los pesos
moleculares , atómicos y sus respectivos factores.
EJEMPLO: Determinar la composición de la molécula del fósforo blanco, si su peso
atómico es de 30.97 g/at-g y la densidad absoluta de sus vapores 5, 53 g/l.
M = 22, 4 • Dabs.
M = 22, 4 x 5, 53 ≅ 123, 9
g /mol
Por la relación 123, 9 : 30, 97 = 4; determinamos el número de átomos en la molécula. La
composición de la molécula de fósforo se expresa como P4 .
Partiendo de la fórmula química de una substancia gaseosa se puede determinar alguna
de sus características cuantitativas: composición centesimal, peso molecular, densidad,
densidad relativa referida a cualquier gas referencial, masa absoluta de la molécula.
Las fórmulas químicas crean la posibilidad de calcular con base en la ecuación de la
reacción, las cantidades en peso y volumen de las substancias reaccionantes iniciales y
de los productos de la reacción.
El conjunto de cálculos vinculados con la aplicación de ecuaciones y fórmulas químicas
se denomina “ESTEQUIOMETRIA”.
Con el término “relaciones estequiométricas” se designan las cantidades de las
substancias que corresponden a la ecuación de la reacción.
Aplicando los mismos principios teóricos descritos, es posible determinar la composición
de un “cristalo-hidrato”. En el trabajo práctico, precisamente se pretende indagar acerca
del número de moléculas de “agua de hidratación o cristalización” presentes en una
molécula de Vitriolo Azul.
DETERMINACIÓN DEL AGUA DE CRISTALIZACIÓN DEL VITRIOLO AZUL
La tarea se reduce a determinar el número de moléculas de agua en una molécula de
vitriolo azul (CuSO4 ⋅ nH2O). En un baño de arena se calienta un crisol con muestra, de
peso exacto de sal hidratada para eliminarle toda el agua de cristalización y así obtener la
sal anhidra . La diferencia en peso es “la cantidad de agua eliminada”, conociendo esta es
simple calcular el número de moléculas de agua de cristalización.
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TÉCNICA: Pesar hasta “peso constante” un crisol limpio con precisión de 0.01 grs.
Colocar dentro del crisol ( 1 - 2 ) gramos de vitriolo azul bien desmenuzado y volver a
pesar. En este caso el peso de la substancia corresponde a la diferencia.
Colocar el crisol con la sal que se pesó previamente , en un baño de arena de manera
que las ¾ partes del crisol queden sumergidas en esta. Junto al crisol se introduce un
termómetro en la arena del baño, permaneciendo su extremo al mismo nivel que el fondo
del crisol. Ver figura No.1 .
Calentar el baño de arena hasta una temperatura no mayor de 220ºC puesto que si se
supera este límite, puede tener lugar una reacción secundaria indeseable formándose la
sal básica “Flor de Azufre”.
2CuSO4 • nH2O
220ºC
Cu2(OH)2SO4 + SO3 + (2n-1)H2O
A medida que se evapora el agua, el polvo de color azul claro se va decolorando. Cuando
en el crisol queda solamente sal blanca, debe cesar el calentamiento. Coloque el crisol
caliente en el desecador para que se enfríe a temperatura ambiente y después proceda a
pesarlo (P1). Coloque nuevamente el crisol en el baño de arena. Calentar durante 10 a 15
min., enfriarlo y pesarlo (P2). Si los pesos P1 y P2 son iguales o se diferencían en no más
de 0.01 gramos., cesar el calentamiento. En caso contrario, repetir la operación.
Anotar los datos del experimento en el cuaderno de trabajo, los procesos se anotan
después de cada calentamiento.
1. Peso del crisol con CuSO4 • nH2O __________________________
Peso del crisol vacío: ______________________________________
Peso del CuSO4 • nH2O: ___________________________________
2. Peso del crisol con CuSO4: ______________________________
Peso del crisol vacío:
___________________________________
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Peso del CuSO4: _______________________________________
Con los datos obtenidos, calcular el número de moléculas de agua presentes en
una molécula de vitriolo azul.
PREGUNTAS Y PROBLEMAS
1. Desarrolle el cálculo de la cantidad de agua de hidratación en el vitriolo azul con los
datos experimentales obtenidos.
2. Defina los siguientes conceptos: “átomo”, “molécula”, “cristalohidrato”, “densidad
relativa de vapor respecto al aire”, “factor atómico” y el término “hasta peso
constante”.
2. Descripción y ejemplos de “Fórmula mínima”, “fórmula verdadera”, “fórmula
estructural”, “fórmula desarrollada” y “fórmula electrónica”.
3. Determinar la fórmula de una substancia que contiene: 24.24% de C; 4.05% de H y
71.71% de Cl si su densidad referida al aire es de 3, 42.
5. ¿Por qué se debe repetir la operación cuando la diferencia entre los peso P1 y
P2 es mayor de 0.01 grs., en la presente práctica.?
BIBLIOGRAFíA
1. PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL-INORGÁNICA. V. Semishen
Ed. MIR MOSCÚ.
2- Manual de Prácticas de Química General, Alister P.I., Cervantes A. M.
METODOLOGÍA
Con la finalidad de enriquecer el conocimiento y lograr un buen aprendizaje, se propone
la discusión grupal. Despertar y mantener el interés de los estudiantes por la asignatura,
que socialicen y transmitan los conceptos y que aprendan a analizar objetivamente las
diversas fuentes de información e incluso de su propio curso. La Química es una ciencia
experimental donde el alumno debe aplicar siempre el método científico y relacionar lo
aprendido en el aula y en el laboratorio.
Motivar la auto preparación del estudiante para lograr una mayor profundidad en los
conocimientos recibidos, con cuestionarios de auto evaluación instantánea en
computadoras y/o con preguntas simples en el aula. Incentivarlos hacia una actitud
autodidacta que los dotará de gran seguridad e independencia.
Utilizar todos los equipos didácticos al alcance, logrados con proyectos como FOMES o
los que proporcione la unidad académica.
Si el departamento cuenta con sistemas de multimedia y video – casetes “propios”, es una
herramienta muy eficaz en la labor de enseñanza aprendizaje.
Con los lineamientos de la propia comisión de Revisión Curricular en torno a la
metodología y con las virtudes de la libertad de cátedra, los aspectos metodológicos
deben ser flexibles, respecto a la bibliografía a recomendar, a los apuntes a utilizar y a
cualquier tipo de manual a proponer, en el entendimiento que fundamentalmente nos
vamos a basar en la información internacional plasmada en libros, considerando los
temas esenciales de los programas.
56
La idea es, que la estructura medular básica de un programa se respete, en beneficio de
nuestros estudiantes y que el profesor utilice cuanta herramienta didáctica departamental
exista para lograr este objetivo.
INSTRUMENTACIÓN DIDÁCTICA A UTILIZAR
Como ya se indicó anteriormente en metodología, el equipo que se utiliza como material
de apoyo tanto en clases como en el laboratorio es el siguiente:
•
•
•
•
Proyector de acetatos y de diapositivas.
video proyector y equipo de sonido.
Computadora (Laptop) y cañón.
Computadoras (Internet y multimedia)
CRITERIOS DE EVALUACIÓN:
La evaluación del curso debe ser una actividad permanente, valorando el trabajo, el
esfuerzo y la dedicación constante del alumno durante el proceso de aprendizaje.
Nuestro curso teórico se complementa con un amplio curso práctico en donde se ratifican
principios importantes de la química. El laboratorio tiene sus propios requisitos, pero por
acuerdo departamental se requiere un 90 % de asistencia al curso práctico, para tener
derecho a la evaluación final de la materia, inculcando el sentido de responsabilidad
desde los primeros cuatrimestres. Se valoran los exámenes parciales en un 60%, tareas y
trabajos de investigación en un 10%, trabajo de laboratorio en un 20 %, participación y
asistencia a clases en un 10%, aunado a una amplia visión y criterio del profesor de la
asignatura.
BIBLIOGRAFÍA BÁSICA
1. Raymond Chang. 1999. QUÍMICA Ed. Mc Graw Hill, México.
2. Brown T. L., Lemay H. E. 1998. QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Ed. P.C.S.A.
3. Keenan-Kleinfelter-Wood QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA. Ed. C.E.C.S.A
4. Bruce H. Mahan. CURSO UNIVERSITARIO DE QUÍMICA
5. James E. Huhey QUÍMICA INORGÁNICA. Ed. Harla.
6. Jerome L. Rosenberg. TEORÍA Y PROBLEMAS DE QUÍMICA GENERAL.
Ed. McGraw-Hill Serie Schaum.
7.- Kotz & Treichel, CHEMISTRY & CHEMICAL REACTIVITY, Third Edition, Saunders
Collage Publishing.
8.- John C. Kotz y Paul M Treichel, QUIMICA Y REACTIVIDAD QUIMICA, Quinta edición,
editorial Thomson.
BIBLIOGRAFÍA COMPLEMENTARIA
1. Linus Pauling QUÍMICA GENERAL. Ed. Aguilar.
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2. Daub William and Seese William. QUÍMICA. Prentice Hall, México. 1997 / treceava.
3. A.Garritz, J. A. Chamizo 1998. QUÍMICA. Ed. Addison Wesley Longman, México.
4. Fred Basolo QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN. Ed. Reverté.
5. Phillips, Strozak. 2000. QUÍMICA, CONCEPTOS Y APLICACIONES. Wistrom.
Ed. Mc Graw Hill Interamericana México.
6. Michell J. Sienko y Robert A. Plane. QUÍMICA PRINCIPIOS Y APLICACIONES Ed.
Mc Graw Hill Interamericana.
7. Charles E. Mortimer. 2000. QUÍMICA. Ed. Grupo Editorial iberoamérica, México.
http://www.teletel.com
http://www.mhcollegge.com
http://www.prenhall.com/brown
http://www.chem.purdue.edu