Temática del curso Introducción
Estructura atómica.
Tabla periódica.
Enlaces Químicos.
Nomenclatura.
Reacciones Químicas
Estequiometría.
Soluciones.
Sólidos Cristalinos.
Cristales Líquidos.
Principales familias de la Tabla Periódica.
Química de Coordinación.
Química Nuclear.
MODALIDAD DE ENSEÑANZA
Exposición en clase por profesor y alumnos. Lecturas dirigidas. Aprendizaje basado en resolución de problemas. Discusión coordinada de temas de interés. Consulta y análisis de temas de investigaciones. Apoyo de las sesiones de laboratorio, para acentuar conceptos y adquirir habilidades en investigación.
Evaluación del curso:
Evaluación y acreditación
Se promoverá la participación en clase y la formación de equipos de trabajo. Mínimo se aplicarán 4 exámenes teóricos (No hay exámenes de reposición) se solicitará los reportes de laboratorio, trabajos de investigación, tareas y exposiciones.
El alumno que repruebe dos evaluaciones no tiene derecho a calificación aprobatoria de la materia.
Exámenes teóricos parciales 60%
Laboratorio y reportes propios 20%
Trabajos, Tareas y exposiciones 20%
BIBLIOGRAFÍA BÁSICA
Brown, Lemay y Bursten, Química la Ciencia Central, Prentice Hall, Hispanoamericana. México, 1991.
Chang Raymond. Química. Mc. Graw-Hill. México 1992. Huheey James E., Química Inorgánica. Harla.
Ebbing. Química General. Mc. Graw-Hill, México, 1997.
Valenzuela Calahorro C. Química Inorgánica. Mc. Graw Hill 1999.
Whitaker Roland M., Química General. Editorial Continental.
domingo, 24 de enero de 2010
Programa de Prácticas
• Acuerdos, reporte, equipos.
• Conocimiento de material, normas de higiene y seguridad en el laboratorio.
• Método Científico.
• Técnicas Básicas de Laboratorio
• Balanza Analítica.
• Propiedades de los compuestos iónicos-covalentes.
• Propiedades de los metales.
• Estudio sobre los diferentes tipos de reacciones químicas
• Técnicas de Microescala.
• Reacciones de Oxido Reducción.
• Hidrógeno.
• Soluciones.
• Complejos de coordinación.
• Aplicación de la química en la preparación de productos de interés.
• Conocimiento de material, normas de higiene y seguridad en el laboratorio.
• Método Científico.
• Técnicas Básicas de Laboratorio
• Balanza Analítica.
• Propiedades de los compuestos iónicos-covalentes.
• Propiedades de los metales.
• Estudio sobre los diferentes tipos de reacciones químicas
• Técnicas de Microescala.
• Reacciones de Oxido Reducción.
• Hidrógeno.
• Soluciones.
• Complejos de coordinación.
• Aplicación de la química en la preparación de productos de interés.
Práctica No. 1 Indicaciones.
UNIVERSIDAD DE SONORA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUIMICO-BIOLOGICAS
QUÍMICA
PRÁCTICAS DE LABORATORIO
ENERO - MAYO 2010
INDICACIONES PARA REPORTE DE PRÁCTICA.
1. PORTADA. Nombre y número de la practica, No. De equipo. (5 puntos)
2. OBJETIVO DE LA PRÁCTICA E INTRODUCCIÓN. (10 puntos.
3. TÉCNICA, DIAGRAMA DE FLUJO, FÓRMULA DE REACTIVOS Y NOMBRES (10 puntos).
4. RESULTADOS. (20 puntos).
5. OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES. (20 puntos).
6. RESPUESTAS AL CUESTIONARIO. (25 puntos).
7 BIBLIOGRAFIA CORRECTAMENTE CITADA O PÁGINAS ELECTRÓNICAS. (10 puntos).
Práctica No. 2
EL MÉTODO CIENTÍFICO
OBJETIVO:
Efectuar una serie de actividades que permitan aplicar el Método Científico en la realización del trabajo experimental.
INTRODUCCIÓN:
El método científico es un proceso ordenado mediante el cual se obtienen conocimientos exactos y comprobados al estudiar los fenómenos que ocurren a nuestro alrededor. Los pasos de este método son: observación, hipótesis, experimentación, comprobación, teoría y ley.
ACTIVIDAD 1
1. Humedezca un extremo de un agitador con ácido clorhídrico (HCl), tome otro agitador y humedézcalos por un extremo con hidróxido de amonio (NH4OH), acerque lentamente los extremos húmedos hasta juntarlos. Observar y elaborar una hipótesis del fenómenos ocurrido.
2. Repita el experimento dos veces más y anote sus observaciones.
3. A manera de comprobación, realice el experimento una vez más, sólo que ahora coloque 2 mL de ácido clorhídrico y 2 mL de hidróxido de amonio en cápsulas de porcelana separadas, acérquelas lentamente hasta lograr repetir el fenómeno.
OBSERVACIONES
ACTIVIDAD 2
1. Pese una moneda o pedazo de alambre de cobre y anote su peso.
2. Coloque la moneda de cobre en una cápsula de porcelana y añada ácido nítrico (HNO3) al 50% hasta que cubra la moneda. Anote sus observaciones.
3. Después de 20 minutos, observe el interior de la cápsula; retire la moneda con unas pinzas, enjuáguela con suficiente agua. Séquela y pese.
OBSERVACIONES
ACTIVIDAD 3
1. Llene un tercio de vaso de precipitado de 100 mL con agua recién hervida y otro vaso con igual volumen con agua fría.
2. Agréguele a cada uno una tableta de Alka Seltzer.
OBSERVACIONES
CONCLUSIONES
CUESTIONARIO:
1. ¿Existe diferencia alguna en cuanto al peso de la moneda de cobre o el alambre de cobre en la actividad 2? Justifique la respuesta aplicando el método científico.
2. ¿Sabe por qué al agregar el Alka Seltzer al agua ocurre burbujeo? Observe en cuál de ellos el burbujeo es más intenso, o sea, en cuál desaparece antes la tableta. Justifique la respuesta aplicando el método científico.
• Observación: Al añadir Alka Seltzer a un vaso con agua, se producen burbujas.
• Hiótesis: El Alka Seltzer se disolverá más rápido y producirá más burbujeo en el vaso con agua hervida que en el vaso con agua fría.
• Experimentación: El antiácido Alka Seltzer es carbonato ácido de sodio. Cuando se coloca en agua, la reacción de los iones carbonato ácido con los iones hidronios del ácido produce el burbujeo, que significa un desprendimiento de gases. La reacción es HCO3 (aq) + H3O (aq) CO2 (g) + 2H2O (l). La solubilidad de un sólido en un líquido por lo general aumenta cuando la temperatura se incrementa.
• Comprobación: Agregamos un Alkza Seltzer a un vaso con agua hervida y otro a un vaso con agua fría. El del vaso con agua hervida reaccionó más rápido, hizo más efervescencia y produjo mas burbujeo que el del vaso con agua fría. Éste tardo más en diluirse.
• Teoría: Cuando la temperatura es alta la reacción química se lleva a cabo más rápido.
• Ley: Un incremento en la temperatura da como resultado un incremento en la velocidad de disolución.
BIBLIOGRAFIA
QUIMICA
G. William Daub, William S. Seese
7° Edición
Prentice Hall
1996
http://www.buap.mx/aspirantes/prepas/juarez/2/QuimicaIIAlumno2005.pdf
http://www.raulybarra.com/notijoya/archivosnotijoya8/8limpieza_monedas.htm
OBJETIVO:
Efectuar una serie de actividades que permitan aplicar el Método Científico en la realización del trabajo experimental.
INTRODUCCIÓN:
El método científico es un proceso ordenado mediante el cual se obtienen conocimientos exactos y comprobados al estudiar los fenómenos que ocurren a nuestro alrededor. Los pasos de este método son: observación, hipótesis, experimentación, comprobación, teoría y ley.
ACTIVIDAD 1
1. Humedezca un extremo de un agitador con ácido clorhídrico (HCl), tome otro agitador y humedézcalos por un extremo con hidróxido de amonio (NH4OH), acerque lentamente los extremos húmedos hasta juntarlos. Observar y elaborar una hipótesis del fenómenos ocurrido.
2. Repita el experimento dos veces más y anote sus observaciones.
3. A manera de comprobación, realice el experimento una vez más, sólo que ahora coloque 2 mL de ácido clorhídrico y 2 mL de hidróxido de amonio en cápsulas de porcelana separadas, acérquelas lentamente hasta lograr repetir el fenómeno.
OBSERVACIONES
ACTIVIDAD 2
1. Pese una moneda o pedazo de alambre de cobre y anote su peso.
2. Coloque la moneda de cobre en una cápsula de porcelana y añada ácido nítrico (HNO3) al 50% hasta que cubra la moneda. Anote sus observaciones.
3. Después de 20 minutos, observe el interior de la cápsula; retire la moneda con unas pinzas, enjuáguela con suficiente agua. Séquela y pese.
OBSERVACIONES
ACTIVIDAD 3
1. Llene un tercio de vaso de precipitado de 100 mL con agua recién hervida y otro vaso con igual volumen con agua fría.
2. Agréguele a cada uno una tableta de Alka Seltzer.
OBSERVACIONES
CONCLUSIONES
CUESTIONARIO:
1. ¿Existe diferencia alguna en cuanto al peso de la moneda de cobre o el alambre de cobre en la actividad 2? Justifique la respuesta aplicando el método científico.
2. ¿Sabe por qué al agregar el Alka Seltzer al agua ocurre burbujeo? Observe en cuál de ellos el burbujeo es más intenso, o sea, en cuál desaparece antes la tableta. Justifique la respuesta aplicando el método científico.
• Observación: Al añadir Alka Seltzer a un vaso con agua, se producen burbujas.
• Hiótesis: El Alka Seltzer se disolverá más rápido y producirá más burbujeo en el vaso con agua hervida que en el vaso con agua fría.
• Experimentación: El antiácido Alka Seltzer es carbonato ácido de sodio. Cuando se coloca en agua, la reacción de los iones carbonato ácido con los iones hidronios del ácido produce el burbujeo, que significa un desprendimiento de gases. La reacción es HCO3 (aq) + H3O (aq) CO2 (g) + 2H2O (l). La solubilidad de un sólido en un líquido por lo general aumenta cuando la temperatura se incrementa.
• Comprobación: Agregamos un Alkza Seltzer a un vaso con agua hervida y otro a un vaso con agua fría. El del vaso con agua hervida reaccionó más rápido, hizo más efervescencia y produjo mas burbujeo que el del vaso con agua fría. Éste tardo más en diluirse.
• Teoría: Cuando la temperatura es alta la reacción química se lleva a cabo más rápido.
• Ley: Un incremento en la temperatura da como resultado un incremento en la velocidad de disolución.
BIBLIOGRAFIA
QUIMICA
G. William Daub, William S. Seese
7° Edición
Prentice Hall
1996
http://www.buap.mx/aspirantes/prepas/juarez/2/QuimicaIIAlumno2005.pdf
http://www.raulybarra.com/notijoya/archivosnotijoya8/8limpieza_monedas.htm
Práctica No. 3
SEPARACIÓN DE UNA MEZCLA MEDIANTE CAMBIOS FÍSICOS
OBJETIVO:
Adquirir los conocimientos básicos para la separación de los componentes de una mezcla.
INTRODUCCIÓN:
Una de las características de una mezcla es que se puede separar en sus componentes mediante procesos físicos. Un cambio físico es una transformación en la materia que no implica cambio de identidad de las sustancias individuales.
La separación de una mezcla por este medio aprovecha las distintas propiedades físicas de las sustancias mezcladas.
Las sustancias en la naturaleza no se encuentran en estado puro y existe la necesidad de purificarlas en mayor o menor grado. Existen muy variados métodos para obtener las sustancias con diferentes grados de pureza. En algunos casos con uno solo se puede obtener una sustancia suficientemente pura, pero en otros deben emplearse varios.
En esta práctica se separarán los componentes de una mezcla efectuando las siguientes operaciones: decantación, filtración, filtración a presión reducida, centrifugación, precipitación, evaporación, disolución, cristalización, sublimación, extracción y destilación.
PROCEDIMIENTO:
En un vaso de precipitado de 250 ml, coloque aproximadamente 5 g de cloruro de sodio (NaCl) y disuélvalo aproximadamente con 150 ml de agua destilada. A esta solución se le agrega aproximadamente 5 g de sulfato de calcio (CaSo4) en polvo y se agita; se observa que gran parte queda en turbiedad, obteniéndose una suspensión. Posteriormente se adiciona un poco de arena fina y se agita, se deja reposar un momento. Una vez realizada la mezcla se procede a separarla.
DECANTACIÓN:
En un vaso de precipitado de 250 ml vierta con cuidado y con ayuda del agitador la capa líquida, quedando el precipitado en el recipiente original (ver figura).
Enumere tres vasos de precipitado y divida el líquido decantado en tres partes iguales. Realice las siguientes operaciones con cada uno de ellos.
FILTRACIÓN POR GRAVEDAD:
Coloque un embudo de polietileno en un soporte de filtración, doble el papel filtro como se ilustra en la figura y colóquelo en el embudo, humedézcalo con una pequeña cantidad de agua destilada, presione el papel mojado contra las paredes del embudo. Coloque un vaso de precipitado bajo el aparato de filtración y filtre el líquido decantado del vaso #1.
Nota: No tire el filtrado, se utilizará en la evaporación y precipitación
1.-Doble el papel 2.-Doble de nuevo por 3.- El ángulo de papel debe 4.- Ajuste el
filtro por la mitad. la mitad y desprenda ser mayor que el del embudo. Filtro humedecido
una esquina. La esquina incompleta debe y presione el borde
quedar hacia fuera. contra la pared del
embudo.
Arme un sistema de filtración como el de la Figura, y conéctelo a una bomba de vacío. Ponga papel filtro sobre el embudo Buchner y vierta el líquido del vaso #2.
CENTRIFUGACIÓN:
En dos tubos de ensaye de 13x100 Mm. vacíe el líquido del vaso #3 hasta 3/4 partes a cada uno de los tubos, procure que el nivel de ambos tubos sea igual; póngalos en una centrífuga de tal manera que queden equilibrados.
Nota: Asegure el equilibrio de la centrífuga, colocando dos tubos de ensaye en sentidos opuestos.
EVAPORACIÓN:
En una cápsula de porcelana coloque aproximadamente 10 mL del filtrado del vaso #1 y caliente hasta que todo el líquido se haya evaporado. La evaporación puede ser parcial si al final de ella queda un poco de líquido, y es total cuando el líquido se evapora por completo
PRECIPITACIÓN:
Al resto del líquido filtrado #1, agréguele de 2 a 3 gotas de la solución de nitrato de plata). Anote sus observaciones.
PULVERIZACIÓN:
Triture aproximadamente 1 g de sulfato cúprico pentahidratado (CuSo4 . 5H2O) en un mortero de porcelana. La trituración debe ser lo más completa posible.
DISOLUCIÓN:
En un vaso de precipitado ponga una pequeña porción del pulverizado y agréguele lentamente agua destilada hasta obtener una disolución. El vaso y su contenido deben calentarse hasta ebullición para alcanzar el punto de saturación.
CRISTALIZACIÓN:
La disolución obtenida fíltrela por gravedad en caliente en un vaso de precipitado y déjelo enfriar hasta la aparición de cristales. Teniendo como resultado la separación del sólido por cristalización. Después de cierto tiempo observe los cristales que se forman.
SUBLIMACIÓN:
En un vaso de precipitado de 100% ml pese 2 g (aprox.) de naftaleno (C10H8) y mezcle con 1 g de carbón en polvo (aprox.) tápelo con una cápsula de porcelana que contenga agua fría o un trozo de hielo. Caliente moderadamente, retirando de vez en cuando la flama del mechero. Cuando los vapores de naftaleno llenen casi todo el vaso, retírelo de la flama y deje enfriar. Levante la cápsula de porcelana con cuidado y observe los cristales formados en el exterior del fondo de la cápsula.
EXTRACCIÓN:
Mezcle volúmenes iguales de soluciones diluidas de yodo (I2) y nitrato cúprico (Cu(NO3)2), colóquelos en un embudo de separación y agregue un poco de cloroformo. Tape el embudo, agite y déjelo reposar durante 5 minutos. Separadas las capas quite el tapón y vacíe la capa del líquido inferior a un matraz Erlenmeyer de 125 ml Repita esta operación hasta que la extracción sea completa.
DESTILACIÓN SIMPLE:
Instale un aparato de destilación como se muestra en la figura. Coloque 50 mL de una solución de CuSo4 al 10 % en el matraz de destilación de 100 mL y realice la destilación. Recolecte y mida el volumen del condensado obtenido.
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
Los residuos sólidos generados en los procesos de decantación podrán desecharse a la basura. De los procesos de filtración por gravedad y filtración al vacío los sólidos retenidos en el papel filtro y el papel mismo se pueden desechar a la basura y el líquido de filtración al vacío y de centrifugación se vierten al drenaje bajo el chorro de agua. De la evaporación se puede diluir el sólido y desecharse.
De la precipitación, el sólido metálico se concentra para ser enviado a tratamiento o bien, a disposición final a PISSA UNISÓN y diluir el líquido con agua, ajustando pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro del agua.
Los residuos generados en la cristalización y en la sublimación pueden ser reutilizados.
En la extracción se concentran las soluciones para ser enviadas a tratamiento o bien a disposición final a PISSA UNISÓN. En la destilación el líquido obtenido se puede desechar al drenaje y el sólido se puede reutilizar
CUESTIONARIO:
1. ¿En qué consiste cada uno de los diferentes métodos de separación utilizados en el experimento?
Para separar un liquido, solidó y una gas. Como puedes separar las diferentes mezclas.
2. ¿Qué es una mezcla?
Unión de dos o más sustancias en proporciones variables que conservan sus propiedades; sus componentes se pueden separar por medios físicos, generalmente no hay absorción o desprendimiento de energía al hacerlo.
3. Existen mezclas sólidas, gaseosas y líquidas. Las mezclas en estado intermedio constituyen los sistemas de dispersión y estos son coloidales y suspensiones. Mencione cuatro ejemplos de cada una de las mezclas y de sistemas de dispersión.
Gas: Espuma, Ejemplos: Espuma de afeitado, Espuma Sólida, Ejemplos: piedra Pómez
Liquido: Aerosol líquido, Ejemplos: niebla, bruma Emulsión, Ejemplos: Leche, salsa mayonesa, crema de manos, sangre, Gel, Ejemplos: Gelatina, gominola, queso
Solidó: Aerosol sólido, Ejemplos: Humo, polvo en suspensión, Dispersión coloidal,
Ejemplos: Pinturas, tinta china, Emulsión sólida, Ejemplos: Cristal de rubí
4. Mencione los tipos de filtros más comunes utilizados en el laboratorio
Papel filtro para partículas cristalinas grandes, Papel filtro para retención partículas grandes, Papel filtro para retención partículas finas, Papel filtro para partículas cristalinas medianas, Papel filtro para precipitados cristalinos, Papel filtro para retención partículas medianas, Papel filtro para retención partículas muy finas.
5. Mencione los tipos de destilación más comunes.
Destilación simple, La destilación discontinua, Destilación fraccionada, Destilación a vacío
6. ¿Qué otros métodos de separación existen?
Cromatografía, punto de ebullición.
OBJETIVO:
Adquirir los conocimientos básicos para la separación de los componentes de una mezcla.
INTRODUCCIÓN:
Una de las características de una mezcla es que se puede separar en sus componentes mediante procesos físicos. Un cambio físico es una transformación en la materia que no implica cambio de identidad de las sustancias individuales.
La separación de una mezcla por este medio aprovecha las distintas propiedades físicas de las sustancias mezcladas.
Las sustancias en la naturaleza no se encuentran en estado puro y existe la necesidad de purificarlas en mayor o menor grado. Existen muy variados métodos para obtener las sustancias con diferentes grados de pureza. En algunos casos con uno solo se puede obtener una sustancia suficientemente pura, pero en otros deben emplearse varios.
En esta práctica se separarán los componentes de una mezcla efectuando las siguientes operaciones: decantación, filtración, filtración a presión reducida, centrifugación, precipitación, evaporación, disolución, cristalización, sublimación, extracción y destilación.
PROCEDIMIENTO:
En un vaso de precipitado de 250 ml, coloque aproximadamente 5 g de cloruro de sodio (NaCl) y disuélvalo aproximadamente con 150 ml de agua destilada. A esta solución se le agrega aproximadamente 5 g de sulfato de calcio (CaSo4) en polvo y se agita; se observa que gran parte queda en turbiedad, obteniéndose una suspensión. Posteriormente se adiciona un poco de arena fina y se agita, se deja reposar un momento. Una vez realizada la mezcla se procede a separarla.
DECANTACIÓN:
En un vaso de precipitado de 250 ml vierta con cuidado y con ayuda del agitador la capa líquida, quedando el precipitado en el recipiente original (ver figura).
Enumere tres vasos de precipitado y divida el líquido decantado en tres partes iguales. Realice las siguientes operaciones con cada uno de ellos.
FILTRACIÓN POR GRAVEDAD:
Coloque un embudo de polietileno en un soporte de filtración, doble el papel filtro como se ilustra en la figura y colóquelo en el embudo, humedézcalo con una pequeña cantidad de agua destilada, presione el papel mojado contra las paredes del embudo. Coloque un vaso de precipitado bajo el aparato de filtración y filtre el líquido decantado del vaso #1.
Nota: No tire el filtrado, se utilizará en la evaporación y precipitación
1.-Doble el papel 2.-Doble de nuevo por 3.- El ángulo de papel debe 4.- Ajuste el
filtro por la mitad. la mitad y desprenda ser mayor que el del embudo. Filtro humedecido
una esquina. La esquina incompleta debe y presione el borde
quedar hacia fuera. contra la pared del
embudo.
FILTRACIÓN AL VACÍO:
Arme un sistema de filtración como el de la Figura, y conéctelo a una bomba de vacío. Ponga papel filtro sobre el embudo Buchner y vierta el líquido del vaso #2.
CENTRIFUGACIÓN:
En dos tubos de ensaye de 13x100 Mm. vacíe el líquido del vaso #3 hasta 3/4 partes a cada uno de los tubos, procure que el nivel de ambos tubos sea igual; póngalos en una centrífuga de tal manera que queden equilibrados.
Nota: Asegure el equilibrio de la centrífuga, colocando dos tubos de ensaye en sentidos opuestos.
EVAPORACIÓN:
En una cápsula de porcelana coloque aproximadamente 10 mL del filtrado del vaso #1 y caliente hasta que todo el líquido se haya evaporado. La evaporación puede ser parcial si al final de ella queda un poco de líquido, y es total cuando el líquido se evapora por completo
PRECIPITACIÓN:
Al resto del líquido filtrado #1, agréguele de 2 a 3 gotas de la solución de nitrato de plata). Anote sus observaciones.
PULVERIZACIÓN:
Triture aproximadamente 1 g de sulfato cúprico pentahidratado (CuSo4 . 5H2O) en un mortero de porcelana. La trituración debe ser lo más completa posible.
DISOLUCIÓN:
En un vaso de precipitado ponga una pequeña porción del pulverizado y agréguele lentamente agua destilada hasta obtener una disolución. El vaso y su contenido deben calentarse hasta ebullición para alcanzar el punto de saturación.
CRISTALIZACIÓN:
La disolución obtenida fíltrela por gravedad en caliente en un vaso de precipitado y déjelo enfriar hasta la aparición de cristales. Teniendo como resultado la separación del sólido por cristalización. Después de cierto tiempo observe los cristales que se forman.
SUBLIMACIÓN:
En un vaso de precipitado de 100% ml pese 2 g (aprox.) de naftaleno (C10H8) y mezcle con 1 g de carbón en polvo (aprox.) tápelo con una cápsula de porcelana que contenga agua fría o un trozo de hielo. Caliente moderadamente, retirando de vez en cuando la flama del mechero. Cuando los vapores de naftaleno llenen casi todo el vaso, retírelo de la flama y deje enfriar. Levante la cápsula de porcelana con cuidado y observe los cristales formados en el exterior del fondo de la cápsula.
EXTRACCIÓN:
Mezcle volúmenes iguales de soluciones diluidas de yodo (I2) y nitrato cúprico (Cu(NO3)2), colóquelos en un embudo de separación y agregue un poco de cloroformo. Tape el embudo, agite y déjelo reposar durante 5 minutos. Separadas las capas quite el tapón y vacíe la capa del líquido inferior a un matraz Erlenmeyer de 125 ml Repita esta operación hasta que la extracción sea completa.
DESTILACIÓN SIMPLE:
Instale un aparato de destilación como se muestra en la figura. Coloque 50 mL de una solución de CuSo4 al 10 % en el matraz de destilación de 100 mL y realice la destilación. Recolecte y mida el volumen del condensado obtenido.
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
Los residuos sólidos generados en los procesos de decantación podrán desecharse a la basura. De los procesos de filtración por gravedad y filtración al vacío los sólidos retenidos en el papel filtro y el papel mismo se pueden desechar a la basura y el líquido de filtración al vacío y de centrifugación se vierten al drenaje bajo el chorro de agua. De la evaporación se puede diluir el sólido y desecharse.
De la precipitación, el sólido metálico se concentra para ser enviado a tratamiento o bien, a disposición final a PISSA UNISÓN y diluir el líquido con agua, ajustando pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro del agua.
Los residuos generados en la cristalización y en la sublimación pueden ser reutilizados.
En la extracción se concentran las soluciones para ser enviadas a tratamiento o bien a disposición final a PISSA UNISÓN. En la destilación el líquido obtenido se puede desechar al drenaje y el sólido se puede reutilizar
CUESTIONARIO:
1. ¿En qué consiste cada uno de los diferentes métodos de separación utilizados en el experimento?
Para separar un liquido, solidó y una gas. Como puedes separar las diferentes mezclas.
2. ¿Qué es una mezcla?
Unión de dos o más sustancias en proporciones variables que conservan sus propiedades; sus componentes se pueden separar por medios físicos, generalmente no hay absorción o desprendimiento de energía al hacerlo.
3. Existen mezclas sólidas, gaseosas y líquidas. Las mezclas en estado intermedio constituyen los sistemas de dispersión y estos son coloidales y suspensiones. Mencione cuatro ejemplos de cada una de las mezclas y de sistemas de dispersión.
Gas: Espuma, Ejemplos: Espuma de afeitado, Espuma Sólida, Ejemplos: piedra Pómez
Liquido: Aerosol líquido, Ejemplos: niebla, bruma Emulsión, Ejemplos: Leche, salsa mayonesa, crema de manos, sangre, Gel, Ejemplos: Gelatina, gominola, queso
Solidó: Aerosol sólido, Ejemplos: Humo, polvo en suspensión, Dispersión coloidal,
Ejemplos: Pinturas, tinta china, Emulsión sólida, Ejemplos: Cristal de rubí
4. Mencione los tipos de filtros más comunes utilizados en el laboratorio
Papel filtro para partículas cristalinas grandes, Papel filtro para retención partículas grandes, Papel filtro para retención partículas finas, Papel filtro para partículas cristalinas medianas, Papel filtro para precipitados cristalinos, Papel filtro para retención partículas medianas, Papel filtro para retención partículas muy finas.
5. Mencione los tipos de destilación más comunes.
Destilación simple, La destilación discontinua, Destilación fraccionada, Destilación a vacío
6. ¿Qué otros métodos de separación existen?
Cromatografía, punto de ebullición.
Practica No. 4
IDENTIFICACIÓN DE METALES POR ENSAYE A LA FLAMA
OBJETIVO:
El alumno identificara algunos elementos metálicos para observación de la flama.
INTRODUCCIÓN:
Con el propósito de mejorar la descripción de la estructura atómica, Bohr utilizo la evidencia experimental obtenida al exponer a los átomos a una energía radiante. Cuando una sustancia se expone a cierta intensidad de alguna forma de energía, los átomos absorben parte de la energía, se dice entonces, que esos átomos están excitados, en cada átomo o molécula excitada se producen cambios energéticos peculiares, los cuales se pueden usar para identificarlos.
Los métodos utilizados para estudiar las sustancias expuestas a alguna clase de energía de excitación continua, se conocen como métodos espectroscópicos.
Los espectros de emisión han tenido un papel muy importante dentro de las investigaciones científicas pues cada elemento posee un espectro tan característico e identificable como lo son la huellas digitales.
Un método que se usa para demostrar el espectro de emisión de una sustancia en la región del visible es la prueba de la flama. Usando este método, una pequeña cantidad de sustancia se calienta y se puede observar un resplandor característico de la misma.
PROCEDIMIENTO:
1. En un vaso de precipitado de 50 mL, vierta un volumen aprox. De 5 mL de HCl 6 M y tápelo con un vidrio de reloj.
2. En el vidrio de reloj ponga una pequeña porción de cada muestra y humedézcalas con una o dos gotas de HCl 6 M.
3. Se puede utilizar el grafito de una lápiz o un alambre de platino o níquel que se limpia, sumergiéndolo en el acido y se lleva a la flama del mechero con el fin de purificarlo.
Repetir el proceso de sumergir y calentar, hasta que el alambre o grafito no emita ningún color.
4. Con el alambre o el grafito ya purificado, se toma un poco de la muestra y se lleva a calentamiento con un mechero Bunsen en la zona denominada base de la flama. Observe si aparece una coloración, su persistencia y su intensidad; estos nos indicaran un espectro único y diferente para cada elemento a esa temperatura.
5. Si no ocurre nada, repita el procedimiento llevando ahora la muestra a zonas mas calientes y oxidantes del mechero.
6. Repita el procedimiento con algunos de los elementos que se muestran en la tabla 1 y que estén en forma de sales. Observe la coloración que emite cada uno de ellos.
7. Solicite al maestro una muestra problema e identifique los electos presentes.
RESULTADOS:
- Primero se quemo el Sodio. Esterilizamos el asa con el HCl y se coloco en la flama, hasta que no suspendió ningún olor. La llama fue de color Amarillo-Naranja.
- Alambre de platino con HCl al fuego, se obtuvo una llama Roja.
- El potasio una llama violeta. Y fue la muestra problema.
- El Calcio una flama de color Roja.
- Estroncio entre rojo y rosa muy brillante.
- Bario verde y amarillo claro.
- El cobre un verde- azuloso. Fue persistente.
- Litio llama de color Rojo.
- El sulfato de cobre CuSO4: al calentarlo, paso de su color azul a uno blanco.
- El cloruro de sodio NaCl: no hubo cambio alguno.
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
Diluir el liquido con agua, ajuste el pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro del agua.
Tabla 1 Coloraciones que producen algunos elementos al estar en forma de cloruros.
Elemento Excitado Color de la flama A través del vidrio del cobalto Observaciones
Sodio Amarillo Desaparece Persistente, enmascara al Potasio
Potasio Violeta Púrpura rojizo Poco persistente, se enmascara por el Sodio y el Litio.
Calcio Rojo Ladrillo Verdoso A través de un vidrio verde se ve verde, enmascarándose por el Bario, poco persistente.
Estroncio Carmesí Violeta Semejante al Calcio
Bario Verde amarillento Desaparece Poco persistente
Cobre Verde esmeralda azuloso Desaparece Persistente
Talio y Telurio Verde Desaparece *********
Antimonio y Amonio Verde brillante Desaparece *********
Zinc Blanquecino a gris azulado Desaparece *********
Plomo, Selenio, Bismuto y Cadmio Azul pálido a gris Desaparece *********
Galio Violeta ********* *********
Rubidio y Cesio Violeta a rosa Púrpura rojizo Se enmascara por el Sodio
Litio Rojo carmín Violeta Se enmascara por el sodio y el Bario
CUESTIONARIO:
1. Defina los siguientes términos: átomo normal, ion, átomo excitado, ondas electromagnéticas, fotón.
Un átomo se considera normal, es decir, en estado eléctricamente neutro, cuando su núcleo contiene la misma cantidad de protones (con signo negativo), que de electrones ( con signo positivo) girando a su alrededor en sus correspondientes orbitas.
Un ion es una partícula que se forma cuando un átomo neutro o un grupo de átomos ganan o pierden uno o más electrones.
Átomo excitado: Estado adquirido por un átomo cuando uno de sus electrones en estado de reposo (en su nivel más bajo de energía) cambia, por absorción de energía, a otro nivel superior inestable.
La naturaleza de las ondas electromagnéticas consiste en la propiedad que tienen el campo eléctrico y magnético de generarse mutuamente cuando cambian en el tiempo. Las ondas electromagnéticas viajan en el vacío a la velocidad de la luz y transportan energía a través del espacio. La cantidad de energía transportada por una onda electromagnética depende de su frecuencia (o longitud de onda): entre mayor su frecuencia mayor es la energía:
W = h f
Donde W es la energía, h es una constante (la constante de Plank) y f es la frecuencia.
El fotón es una partícula indivisible que se mueve, siempre, a la velocidad de la luz. Ésta es la máxima velocidad de propagación posible en el Universo. Ningún cuerpo material puede alcanzarla porque la resistencia de la materia a ser acelerada, su inercia, aumenta con la velocidad, y se hace infinita a la velocidad de la luz. El fotón se mueve a la velocidad de la luz porque no es una partícula material; su masa es nula.
Los fotones son producidos por cargas eléctricas en movimiento.
2. Describa las características que se observarían al realizar la prueba a la flama utilizando un espectroscopio.
- Se percibirían mejor los colores.
- Seria mas exacto.
3. Explique en que consisten los espectros de emisión continuos y discontinuos.
Los espectros de emisión continuos se obtienen al pasar la luz de un cuerpo incandescente a través de un prisma óptico (luz solar, bombilla de filamento). Los espectros de emisión discontinuos los producen gases o vapores a elevada temperatura.
4. Describa el funcionamiento del mechero de Bunsen y especifique que rangos de temperatura alcanza.
Un mechero o quemador Bunsen es un instrumento utilizado en laboratorios científicos para calentar o esterilizar muestras o reactivos químicos.
Para tener una idea de las temperaturas que alcanza la llama del mechero, se introduce en las diversas zonas y en el borde de la misma el extremo de un alambre de "nicromo". Observando el color que tiene cuando se pone incandescente, puede hacerse un esquema aproximado de las distintas temperaturas que se dan en las llamas del mechero de laboratorio.
5. ¿A que se le llama espectro de absorción?
Espectros de absorción: Son los espectros resultantes de intercalar una determinada sustancia entre una fuente de luz y un prisma
6. Describa el espectro electromagnético.
El espectro electromagnético se refiere a un "mapa" de los diferentes tipos de energía de radiación y sus correspondientes longitudes de onda. hay usualmente 6 subdivisiones (ondas de radio, infrarroja, visible, ultravioleta, rayos X y rayos gama) de el espectro electromagnético.
OBJETIVO:
El alumno identificara algunos elementos metálicos para observación de la flama.
INTRODUCCIÓN:
Con el propósito de mejorar la descripción de la estructura atómica, Bohr utilizo la evidencia experimental obtenida al exponer a los átomos a una energía radiante. Cuando una sustancia se expone a cierta intensidad de alguna forma de energía, los átomos absorben parte de la energía, se dice entonces, que esos átomos están excitados, en cada átomo o molécula excitada se producen cambios energéticos peculiares, los cuales se pueden usar para identificarlos.
Los métodos utilizados para estudiar las sustancias expuestas a alguna clase de energía de excitación continua, se conocen como métodos espectroscópicos.
Los espectros de emisión han tenido un papel muy importante dentro de las investigaciones científicas pues cada elemento posee un espectro tan característico e identificable como lo son la huellas digitales.
Un método que se usa para demostrar el espectro de emisión de una sustancia en la región del visible es la prueba de la flama. Usando este método, una pequeña cantidad de sustancia se calienta y se puede observar un resplandor característico de la misma.
PROCEDIMIENTO:
1. En un vaso de precipitado de 50 mL, vierta un volumen aprox. De 5 mL de HCl 6 M y tápelo con un vidrio de reloj.
2. En el vidrio de reloj ponga una pequeña porción de cada muestra y humedézcalas con una o dos gotas de HCl 6 M.
3. Se puede utilizar el grafito de una lápiz o un alambre de platino o níquel que se limpia, sumergiéndolo en el acido y se lleva a la flama del mechero con el fin de purificarlo.
Repetir el proceso de sumergir y calentar, hasta que el alambre o grafito no emita ningún color.
4. Con el alambre o el grafito ya purificado, se toma un poco de la muestra y se lleva a calentamiento con un mechero Bunsen en la zona denominada base de la flama. Observe si aparece una coloración, su persistencia y su intensidad; estos nos indicaran un espectro único y diferente para cada elemento a esa temperatura.
5. Si no ocurre nada, repita el procedimiento llevando ahora la muestra a zonas mas calientes y oxidantes del mechero.
6. Repita el procedimiento con algunos de los elementos que se muestran en la tabla 1 y que estén en forma de sales. Observe la coloración que emite cada uno de ellos.
7. Solicite al maestro una muestra problema e identifique los electos presentes.
RESULTADOS:
- Primero se quemo el Sodio. Esterilizamos el asa con el HCl y se coloco en la flama, hasta que no suspendió ningún olor. La llama fue de color Amarillo-Naranja.
- Alambre de platino con HCl al fuego, se obtuvo una llama Roja.
- El potasio una llama violeta. Y fue la muestra problema.
- El Calcio una flama de color Roja.
- Estroncio entre rojo y rosa muy brillante.
- Bario verde y amarillo claro.
- El cobre un verde- azuloso. Fue persistente.
- Litio llama de color Rojo.
- El sulfato de cobre CuSO4: al calentarlo, paso de su color azul a uno blanco.
- El cloruro de sodio NaCl: no hubo cambio alguno.
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
Diluir el liquido con agua, ajuste el pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro del agua.
Tabla 1 Coloraciones que producen algunos elementos al estar en forma de cloruros.
Elemento Excitado | Color de la flama | A través del vidrio del cobalto | Observaciones |
Sodio | Amarillo | Desaparece | Persistente, enmascara al Potasio |
Potasio | Violeta | Púrpura rojizo | Poco persistente, se enmascara por el Sodio y el Litio. |
Calcio | Rojo Ladrillo | Verdoso | A través de un vidrio verde se ve verde, enmascarándose por el Bario, poco persistente. |
Estroncio | Carmesí | Violeta | Semejante al Calcio |
Bario | Verde amarillento | Desaparece | Poco persistente |
Cobre | Verde esmeralda azuloso | Desaparece | Persistente |
Talio y Telurio | Verde | Desaparece | ********* |
Antimonio y Amonio | Verde brillante | Desaparece | ********* |
Zinc | Blanquecino a gris azulado | Desaparece | ********* |
Plomo, Selenio, Bismuto y Cadmio | Azul pálido a gris | Desaparece | ********* |
Galio | Violeta | ********* | ********* |
Rubidio y Cesio | Violeta a rosa | Púrpura rojizo | Se enmascara por el Sodio |
Litio | Rojo carmín | Violeta | Se enmascara por el sodio y el Bario |
Elemento Excitado Color de la flama A través del vidrio del cobalto Observaciones
Sodio Amarillo Desaparece Persistente, enmascara al Potasio
Potasio Violeta Púrpura rojizo Poco persistente, se enmascara por el Sodio y el Litio.
Calcio Rojo Ladrillo Verdoso A través de un vidrio verde se ve verde, enmascarándose por el Bario, poco persistente.
Estroncio Carmesí Violeta Semejante al Calcio
Bario Verde amarillento Desaparece Poco persistente
Cobre Verde esmeralda azuloso Desaparece Persistente
Talio y Telurio Verde Desaparece *********
Antimonio y Amonio Verde brillante Desaparece *********
Zinc Blanquecino a gris azulado Desaparece *********
Plomo, Selenio, Bismuto y Cadmio Azul pálido a gris Desaparece *********
Galio Violeta ********* *********
Rubidio y Cesio Violeta a rosa Púrpura rojizo Se enmascara por el Sodio
Litio Rojo carmín Violeta Se enmascara por el sodio y el Bario
CUESTIONARIO:
1. Defina los siguientes términos: átomo normal, ion, átomo excitado, ondas electromagnéticas, fotón.
Un átomo se considera normal, es decir, en estado eléctricamente neutro, cuando su núcleo contiene la misma cantidad de protones (con signo negativo), que de electrones ( con signo positivo) girando a su alrededor en sus correspondientes orbitas.
Un ion es una partícula que se forma cuando un átomo neutro o un grupo de átomos ganan o pierden uno o más electrones.
Átomo excitado: Estado adquirido por un átomo cuando uno de sus electrones en estado de reposo (en su nivel más bajo de energía) cambia, por absorción de energía, a otro nivel superior inestable.
La naturaleza de las ondas electromagnéticas consiste en la propiedad que tienen el campo eléctrico y magnético de generarse mutuamente cuando cambian en el tiempo. Las ondas electromagnéticas viajan en el vacío a la velocidad de la luz y transportan energía a través del espacio. La cantidad de energía transportada por una onda electromagnética depende de su frecuencia (o longitud de onda): entre mayor su frecuencia mayor es la energía:
W = h f
Donde W es la energía, h es una constante (la constante de Plank) y f es la frecuencia.
El fotón es una partícula indivisible que se mueve, siempre, a la velocidad de la luz. Ésta es la máxima velocidad de propagación posible en el Universo. Ningún cuerpo material puede alcanzarla porque la resistencia de la materia a ser acelerada, su inercia, aumenta con la velocidad, y se hace infinita a la velocidad de la luz. El fotón se mueve a la velocidad de la luz porque no es una partícula material; su masa es nula.
Los fotones son producidos por cargas eléctricas en movimiento.
2. Describa las características que se observarían al realizar la prueba a la flama utilizando un espectroscopio.
- Se percibirían mejor los colores.
- Seria mas exacto.
3. Explique en que consisten los espectros de emisión continuos y discontinuos.
Los espectros de emisión continuos se obtienen al pasar la luz de un cuerpo incandescente a través de un prisma óptico (luz solar, bombilla de filamento). Los espectros de emisión discontinuos los producen gases o vapores a elevada temperatura.
4. Describa el funcionamiento del mechero de Bunsen y especifique que rangos de temperatura alcanza.
Un mechero o quemador Bunsen es un instrumento utilizado en laboratorios científicos para calentar o esterilizar muestras o reactivos químicos.
Para tener una idea de las temperaturas que alcanza la llama del mechero, se introduce en las diversas zonas y en el borde de la misma el extremo de un alambre de "nicromo". Observando el color que tiene cuando se pone incandescente, puede hacerse un esquema aproximado de las distintas temperaturas que se dan en las llamas del mechero de laboratorio.
COLOR DE DEL | ||
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Espectros de absorción: Son los espectros resultantes de intercalar una determinada sustancia entre una fuente de luz y un prisma
6. Describa el espectro electromagnético.
El espectro electromagnético se refiere a un "mapa" de los diferentes tipos de energía de radiación y sus correspondientes longitudes de onda. hay usualmente 6 subdivisiones (ondas de radio, infrarroja, visible, ultravioleta, rayos X y rayos gama) de el espectro electromagnético.
Práctica No. 5
COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES
OBJETIVO:
Comparar experimentalmente las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes.
INTRODUCCIÓN:
Los compuestos iónicos tienen las propiedades siguientes:
• A temperatura ambiente son sólidos cristalinos, duros y frágiles.
• Poseen altos puntos de fusión.
• En estado anhidro no conducen la corriente eléctrica, pero cuando se calientan al estado de fusión, sí la conducen.
• Muchos compuestos iónicos se disuelven en disolventes muy polares (como el agua) y, cuando lo hacen, la solución es eléctricamente conductora.
Los compuestos covalentes a diferencia de los iónicos, a temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases. Generalmente debido a la naturaleza del enlace, los compuestos covalente tienen propiedades diferentes a los compuestos iónicos, siempre y cuando no se disocien o ionicen en H2O como es el caso de los ácidos fuertes.
PROCEDIMIENTO:
1. Utilizando un circuito, determine la conductividad eléctrica de las siguientes sustancias: NaCl (s), KNO3 (s), CuSO4-5H20 (s), C11H22O11 (s) (sacarosa), C (grafito).
2. Utilizando un circuito, determine la conductividad eléctrica introduciendo los electrodos en las siguientes soluciones; NaCl, KNO3, CuSO4, sacarosa, almidón, CH3-COOH, HCl, H20 destilada y H2O potable.
3. En tres tubos de ensaye de 18 x 150 mm, coloque una pequeña porción de ácido benzoico. Al primer tubo agregue 3 mL de H2O destilada; al segundo 3 ml de etanol y al último 3 mL de hexano. Agite suavemente para ver si el ácido benzoico se disuelve. Repita esa misma operación para cada una de las siguientes sustancias: CuSO4-5H2O, NaCl y vaselina.
4. En tres tubos de ensaye de 18 x 150, coloque en cada uno de ellos 3 g de NaCl, 3 g de CuSO4-5H2O y 3 mL de H2O. Con la ayuda de las pinzas para tubo de ensaye, llévelos a la flama del mechero, procurando que todas las muestras reciban el mismo calor. En una cucharilla de combustión agregue almidón y llévela a la flama del mechero.
OBSERVACIONES:
En el paso 1 observamos la conductividad eléctrica de algunas sustancias. El que conduce muy bien la electricidad es el grafito, por que es un metal. Las otras sustancias no son buenas conductoras.
En el paso 2, las soluciones que conducen bien la electricidad son la de NaCl, CuSO4, las que la conducen más o menos son el CH3-COOH y el agua potable, y los que no la conducen son el agua destilada, la sacarosa y el almidón.
En el paso 3, observamos la conductividad eléctrica de algunas sustancias disueltas en ácido benzoico, donde las que tienen mayor conductividad son las de NaCl y CuSO4, y las malas conductoras serían las de hexano, etanol y agua.
CONCLUSIONES:
Al ir desarrollando la práctica pudimos irnos dando cuenta de algunas de las diferencias que existen entre las propiedad de los compuestos iónicos y covalentes.
Comprobamos que las sustancias que son compuestos iónicos cuando son sólidos no conducen electricidad, pero cuando están en soluciones si son bueno conductores. También que tienen mayores puntos de fusión que los compuestos covalentes.
CUESTIONARIO:
1. Con base en los resultados obtenidos, señale cuáles sustancias son iónicas y cuáles son covalentes.
Son sustancias iónicas: NaCl, CuSO4, KNO3. Son sustancias covalentes: H2O, HCl, C11H22O11.
2. ¿Por qué el grafito sí conduce la corriente eléctrica?
El grafito conduce la corriente eléctrica porque es un metal. Éstos se caracterizan por ser bueno conductores. En la conducción eléctrica por grafito, los electrones son los portadores de la carga.
3. Si tuviera HCl puro, ¿conduciría la corriente eléctrica? ¿por qué? Si el HCl se disolviera en hexano, ¿conduciría la electricidad? ¿por qué?
El HCl puro no conduciría la corriente eléctrica porque es una sustancia no metálica, y éstas no conducen la electricidad. También porque tiene un enlace covalente, y éstos tampoco conducen electricidad. Si el HCl se disolviera en hexano, tampoco conduciría la corriente eléctrica, porque los compuestos covalentes aún en disolución son malos conductores.
4. ¿Cuál fue la solución mejor conductora de la electricidad y cuál la peor?
Las mejores conductoras de electricidad son las soluciones de NaCl y CuSO4 y la peor es la del agua destilada.
5. ¿En el paso 4, cuál sustancia tiene el más bajo punto de fusión y cuál el más alto?
La sustancia que tiene el más bajo punto de fusión es el agua y el que tiene el más alto es el NaCl.
6. Coloque en orden las soluciones de mayor a menor conductividad eléctrica.
NaCl, CuSO4, vaselina, hexano, etanol, H2O destilada.
BIBLIOGRAFÍAS:
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/QIno/T2MaetriayEnergia.cfm
http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_4.htm
OBJETIVO:
Comparar experimentalmente las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes.
INTRODUCCIÓN:
Los compuestos iónicos tienen las propiedades siguientes:
• A temperatura ambiente son sólidos cristalinos, duros y frágiles.
• Poseen altos puntos de fusión.
• En estado anhidro no conducen la corriente eléctrica, pero cuando se calientan al estado de fusión, sí la conducen.
• Muchos compuestos iónicos se disuelven en disolventes muy polares (como el agua) y, cuando lo hacen, la solución es eléctricamente conductora.
Los compuestos covalentes a diferencia de los iónicos, a temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases. Generalmente debido a la naturaleza del enlace, los compuestos covalente tienen propiedades diferentes a los compuestos iónicos, siempre y cuando no se disocien o ionicen en H2O como es el caso de los ácidos fuertes.
PROCEDIMIENTO:
1. Utilizando un circuito, determine la conductividad eléctrica de las siguientes sustancias: NaCl (s), KNO3 (s), CuSO4-5H20 (s), C11H22O11 (s) (sacarosa), C (grafito).
2. Utilizando un circuito, determine la conductividad eléctrica introduciendo los electrodos en las siguientes soluciones; NaCl, KNO3, CuSO4, sacarosa, almidón, CH3-COOH, HCl, H20 destilada y H2O potable.
3. En tres tubos de ensaye de 18 x 150 mm, coloque una pequeña porción de ácido benzoico. Al primer tubo agregue 3 mL de H2O destilada; al segundo 3 ml de etanol y al último 3 mL de hexano. Agite suavemente para ver si el ácido benzoico se disuelve. Repita esa misma operación para cada una de las siguientes sustancias: CuSO4-5H2O, NaCl y vaselina.
4. En tres tubos de ensaye de 18 x 150, coloque en cada uno de ellos 3 g de NaCl, 3 g de CuSO4-5H2O y 3 mL de H2O. Con la ayuda de las pinzas para tubo de ensaye, llévelos a la flama del mechero, procurando que todas las muestras reciban el mismo calor. En una cucharilla de combustión agregue almidón y llévela a la flama del mechero.
OBSERVACIONES:
En el paso 1 observamos la conductividad eléctrica de algunas sustancias. El que conduce muy bien la electricidad es el grafito, por que es un metal. Las otras sustancias no son buenas conductoras.
En el paso 2, las soluciones que conducen bien la electricidad son la de NaCl, CuSO4, las que la conducen más o menos son el CH3-COOH y el agua potable, y los que no la conducen son el agua destilada, la sacarosa y el almidón.
En el paso 3, observamos la conductividad eléctrica de algunas sustancias disueltas en ácido benzoico, donde las que tienen mayor conductividad son las de NaCl y CuSO4, y las malas conductoras serían las de hexano, etanol y agua.
CONCLUSIONES:
Al ir desarrollando la práctica pudimos irnos dando cuenta de algunas de las diferencias que existen entre las propiedad de los compuestos iónicos y covalentes.
Comprobamos que las sustancias que son compuestos iónicos cuando son sólidos no conducen electricidad, pero cuando están en soluciones si son bueno conductores. También que tienen mayores puntos de fusión que los compuestos covalentes.
CUESTIONARIO:
1. Con base en los resultados obtenidos, señale cuáles sustancias son iónicas y cuáles son covalentes.
Son sustancias iónicas: NaCl, CuSO4, KNO3. Son sustancias covalentes: H2O, HCl, C11H22O11.
2. ¿Por qué el grafito sí conduce la corriente eléctrica?
El grafito conduce la corriente eléctrica porque es un metal. Éstos se caracterizan por ser bueno conductores. En la conducción eléctrica por grafito, los electrones son los portadores de la carga.
3. Si tuviera HCl puro, ¿conduciría la corriente eléctrica? ¿por qué? Si el HCl se disolviera en hexano, ¿conduciría la electricidad? ¿por qué?
El HCl puro no conduciría la corriente eléctrica porque es una sustancia no metálica, y éstas no conducen la electricidad. También porque tiene un enlace covalente, y éstos tampoco conducen electricidad. Si el HCl se disolviera en hexano, tampoco conduciría la corriente eléctrica, porque los compuestos covalentes aún en disolución son malos conductores.
4. ¿Cuál fue la solución mejor conductora de la electricidad y cuál la peor?
Las mejores conductoras de electricidad son las soluciones de NaCl y CuSO4 y la peor es la del agua destilada.
5. ¿En el paso 4, cuál sustancia tiene el más bajo punto de fusión y cuál el más alto?
La sustancia que tiene el más bajo punto de fusión es el agua y el que tiene el más alto es el NaCl.
6. Coloque en orden las soluciones de mayor a menor conductividad eléctrica.
NaCl, CuSO4, vaselina, hexano, etanol, H2O destilada.
BIBLIOGRAFÍAS:
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/QIno/T2MaetriayEnergia.cfm
http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_4.htm
Practica No. 6
ENLACE METÁLICO
OBJETIVO:
Verificar algunas propiedades físicas y químicas de los metales.
INTRODUCCIÓN:
Las propiedades físicas y químicas de los electos están estrechamente relacionadas con su carga nuclear y los electrones considerados periféricos o de valencia. Los electrones externos en los átomos metálicos están poco sujetos a la atracción del núcleo. Esa tendencia permite que algunos electrones se muevan libremente en toda la estructura metálica. Lo anterior sirve para explicar su gran reflectividad, su alta conductividad eléctrica y en parte es la causa de su conductividad calorífica.
Los no metales casi siempre comparten electrones dentro de unidades moleculares discretas; por el contrario, los átomos metálicos, comparten electrones externos (de valencia) con todos los átomos vecinos mas próximos. Todo el cristal (metal) posee una banda de energía compuesta por una afinidad de niveles muy próximos un9os a otros. Al existir tantos niveles como átomos, la banda no se puede distinguir de un desarrollo continuo de energías permitidas. Lo anterior, explica satisfactoriamente entre otras propiedades, la gran reflectividad de los metales. El modelo de mar de electrones no puede explicar el hecho anterior. Varios de los óxidos metálicos al ponerse en contacto con el agua, fácilmente forman bases.
PROCEDIMIENTO:
1. Utilizando un circuito, determine la conductividad eléctrica de los siguientes electos: Fe, Cu, Sn, Al, Mg, Ag, Zn, Sb, Pb.
2. Enrolle un alambre de cobre (Cu) en un bulbo de termómetro, dejando libre un extremo de alambre. Caliente con un encendedor ese extremo. Registre los siguientes datos:
Tiempo 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
Temp.
3. En un vaso de precipitados de 250ml agregue aproximadamente 50ml de agua destilada; posteriormente, con mucho cuidado, corte un trozo de Na metálico y déjelo caer en el interior del vaso. Una vez concluida la reacción, agregue tres gotas de fenolftaleina (C10H14O4) a la solución y, con papel pH determine la basicidad de la misma.
4. Tome una tira de magnesio (Mg) de 5 cm con unas pinzas para crisol. La punta libre acérquela a la flama de un encendedor o de un mechero. Deposite la ceniza formada en un tubo de ensaye de 18 x 150. agréguele 3ml de H2O destilada y caliente suavemente durante un minuto en la flama de un mechero. Retire del fuego y agregue 3 gotas de fenolftaleina.
5. En un vaso de precipitado de 250ml agregue un poco de cal (10 g aprox.) y disuelva en unos 150ml de H2O destilada. Filtre la solución anterior con algodón una o dos veces hasta que quede transparente. Luego agregue tres gotas de fenolftaleina.
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
Todos los residuos generados se diluyen con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro de agua.
REACCIONES QUÍMICAS Y OBSERVACIONES:
1. Probar conductividad :
Fe Si conduce
Cu Si conduce
Sn Si conduce
Al Si conduce
Mg Si conduce
Au Si conduce
Zn Si conduce
Sb Si conduce
Pb Si conduce
Ag Si conduce
2. Registro de temperatura:
Tiempo 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
Temp. 29 61 77 84 95 101 105 106 109 113
3. El Na reacciona con el agua destilada. La reacción forma una pequeña esfera que va de un lado a otro por a superficie de H2O destilada.
Na + H2O NaOH + H
Al agregarle 3 gotas de fenolftaleina (C10H14O4) a la solución de NaOH cambia de color, de incolora a color púrpura debido a que contiene muchos OH-
4. Al acercarse la tira de Mg a la flama, esta comienza a incendiarse, produciendo una luz incandescente muy fuerte. Después el Mg se hace ceniza y se coloca en el tubo de ensaye.
Las cenizas del Mg se colocan dentro del tubo de ensaye y se le agrega 3 gotas de H2O destilada y se coloca al fuego. Después de unos minutos al fuego, la solución comienza a hervir, peor el Mg no se desintegra totalmente.
Después se agrega 3 gotas de fenolftaleina (C10H14O4), su pH=9 Base.
Mg + O MgO
5. Se disuelve cal (CaO) en H2O destilada, esto se filtra en un embudo con algodón y se agregan 3 gotas de fenolftaleina. Esto toma color rosa
púrpura.
CaO + H2O Ca(OH)2
RESULTADOS Y CONCLUSIONES:
Al terminar esta práctica concluimos que todos los metales son conductores eléctricos y de calor, algunos en mayor o menor capacidad, pero lo son. Además todos los metales forman óxidos.
1. ¿Cuál metal resulto mejor conductor de la corriente eléctrica y cuál peor?
El mejor conductor es la plata (Ag) y el oro (Au).
El peor conductor, si se puede decir así, ya que todos los metales son conductores es el plomo (Pb)
2. ¿A que se debe el incremento de la temperatura aun después de quitar el alambre de Cu de la fuente calorífica?
Esto ocurre debido a que el pedazo de cobre queda caliente, debido a la absorción de calor que recibió de la llama, por este motivo el calor concentrado en el alambre pasa al cuerpo mas frío cercano, en este casi el termómetro.
3. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas de todas las reacciones efectuadas en la práctica.
Na + H2O (destilada) NaOH
Mg + O + calor MgO
CaO + H2O Ca(OH)2
4. Mencione los componentes de cinco aleaciones comunes.
Acero es una aleación de hierro-carbono.
Bronce aleación de cobre-estaño y en algunas proporciones de zinc, aluminio, antimonio, fósforo.
Latón es una aleación de cobre y zinc.
Oro blanco o electro, es una aleación de oro con algún metal blanco, como plata, platino, paladio o níquel.
Alpaca o plata alemana, es una aleación de tres metales: zinc, cobre y níquel.
5. Mencione tres elementos que, además de formar bases, también pueden formar ácidos débiles bajo ciertas condiciones.
Se les llama elementos anfóteros y son: Li, Ca y Al.
BIBLIOGRAFÍA:
• http://es.wikipedia.org/wiki/Aleaci%C3%B3n
• http://www.google.com.mx/search?hl=es&q=mejor+conductor+electrico&meta
• http://mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/ap/ciencias_quimicas_y_farmaceuticas/ap-quimgral-9/c9.html
OBJETIVO:
Verificar algunas propiedades físicas y químicas de los metales.
INTRODUCCIÓN:
Las propiedades físicas y químicas de los electos están estrechamente relacionadas con su carga nuclear y los electrones considerados periféricos o de valencia. Los electrones externos en los átomos metálicos están poco sujetos a la atracción del núcleo. Esa tendencia permite que algunos electrones se muevan libremente en toda la estructura metálica. Lo anterior sirve para explicar su gran reflectividad, su alta conductividad eléctrica y en parte es la causa de su conductividad calorífica.
Los no metales casi siempre comparten electrones dentro de unidades moleculares discretas; por el contrario, los átomos metálicos, comparten electrones externos (de valencia) con todos los átomos vecinos mas próximos. Todo el cristal (metal) posee una banda de energía compuesta por una afinidad de niveles muy próximos un9os a otros. Al existir tantos niveles como átomos, la banda no se puede distinguir de un desarrollo continuo de energías permitidas. Lo anterior, explica satisfactoriamente entre otras propiedades, la gran reflectividad de los metales. El modelo de mar de electrones no puede explicar el hecho anterior. Varios de los óxidos metálicos al ponerse en contacto con el agua, fácilmente forman bases.
PROCEDIMIENTO:
1. Utilizando un circuito, determine la conductividad eléctrica de los siguientes electos: Fe, Cu, Sn, Al, Mg, Ag, Zn, Sb, Pb.
2. Enrolle un alambre de cobre (Cu) en un bulbo de termómetro, dejando libre un extremo de alambre. Caliente con un encendedor ese extremo. Registre los siguientes datos:
Tiempo 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
Temp.
3. En un vaso de precipitados de 250ml agregue aproximadamente 50ml de agua destilada; posteriormente, con mucho cuidado, corte un trozo de Na metálico y déjelo caer en el interior del vaso. Una vez concluida la reacción, agregue tres gotas de fenolftaleina (C10H14O4) a la solución y, con papel pH determine la basicidad de la misma.
4. Tome una tira de magnesio (Mg) de 5 cm con unas pinzas para crisol. La punta libre acérquela a la flama de un encendedor o de un mechero. Deposite la ceniza formada en un tubo de ensaye de 18 x 150. agréguele 3ml de H2O destilada y caliente suavemente durante un minuto en la flama de un mechero. Retire del fuego y agregue 3 gotas de fenolftaleina.
5. En un vaso de precipitado de 250ml agregue un poco de cal (10 g aprox.) y disuelva en unos 150ml de H2O destilada. Filtre la solución anterior con algodón una o dos veces hasta que quede transparente. Luego agregue tres gotas de fenolftaleina.
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
Todos los residuos generados se diluyen con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro de agua.
REACCIONES QUÍMICAS Y OBSERVACIONES:
1. Probar conductividad :
Fe Si conduce
Cu Si conduce
Sn Si conduce
Al Si conduce
Mg Si conduce
Au Si conduce
Zn Si conduce
Sb Si conduce
Pb Si conduce
Ag Si conduce
2. Registro de temperatura:
Tiempo 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
Temp. 29 61 77 84 95 101 105 106 109 113
3. El Na reacciona con el agua destilada. La reacción forma una pequeña esfera que va de un lado a otro por a superficie de H2O destilada.
Na + H2O NaOH + H
Al agregarle 3 gotas de fenolftaleina (C10H14O4) a la solución de NaOH cambia de color, de incolora a color púrpura debido a que contiene muchos OH-
4. Al acercarse la tira de Mg a la flama, esta comienza a incendiarse, produciendo una luz incandescente muy fuerte. Después el Mg se hace ceniza y se coloca en el tubo de ensaye.
Las cenizas del Mg se colocan dentro del tubo de ensaye y se le agrega 3 gotas de H2O destilada y se coloca al fuego. Después de unos minutos al fuego, la solución comienza a hervir, peor el Mg no se desintegra totalmente.
Después se agrega 3 gotas de fenolftaleina (C10H14O4), su pH=9 Base.
Mg + O MgO
5. Se disuelve cal (CaO) en H2O destilada, esto se filtra en un embudo con algodón y se agregan 3 gotas de fenolftaleina. Esto toma color rosa
púrpura.
CaO + H2O Ca(OH)2
RESULTADOS Y CONCLUSIONES:
Al terminar esta práctica concluimos que todos los metales son conductores eléctricos y de calor, algunos en mayor o menor capacidad, pero lo son. Además todos los metales forman óxidos.
1. ¿Cuál metal resulto mejor conductor de la corriente eléctrica y cuál peor?
El mejor conductor es la plata (Ag) y el oro (Au).
El peor conductor, si se puede decir así, ya que todos los metales son conductores es el plomo (Pb)
2. ¿A que se debe el incremento de la temperatura aun después de quitar el alambre de Cu de la fuente calorífica?
Esto ocurre debido a que el pedazo de cobre queda caliente, debido a la absorción de calor que recibió de la llama, por este motivo el calor concentrado en el alambre pasa al cuerpo mas frío cercano, en este casi el termómetro.
3. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas de todas las reacciones efectuadas en la práctica.
Na + H2O (destilada) NaOH
Mg + O + calor MgO
CaO + H2O Ca(OH)2
4. Mencione los componentes de cinco aleaciones comunes.
Acero es una aleación de hierro-carbono.
Bronce aleación de cobre-estaño y en algunas proporciones de zinc, aluminio, antimonio, fósforo.
Latón es una aleación de cobre y zinc.
Oro blanco o electro, es una aleación de oro con algún metal blanco, como plata, platino, paladio o níquel.
Alpaca o plata alemana, es una aleación de tres metales: zinc, cobre y níquel.
5. Mencione tres elementos que, además de formar bases, también pueden formar ácidos débiles bajo ciertas condiciones.
Se les llama elementos anfóteros y son: Li, Ca y Al.
BIBLIOGRAFÍA:
• http://es.wikipedia.org/wiki/Aleaci%C3%B3n
• http://www.google.com.mx/search?hl=es&q=mejor+conductor+electrico&meta
• http://mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/ap/ciencias_quimicas_y_farmaceuticas/ap-quimgral-9/c9.html
PRACTICA No. 10
REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
OBJETIVO:
Realizar algunas reacciones de oxidación-reducción con objetivo de estudiar el proceso de transferencia de electrones.
INTRODUCCIÓN:
Las reacciones de oxidación-reducción forman parte de los procesos más importantes desde la combustión de combustibles fósiles hasta la obtención de elementos metálicos por oxidación o reducción de sus minerales.
Una reacción de oxidación-reducción (redox) es aquella en la que una especie química, ya sea átomo, ión o molécula, pierde uno o más electrones, mientras que la otra los gana; la primera aumenta su estado (número) de oxidación, por lo que se dice que se oxida, mientras que la segunda disminuye este número, por lo que se dice que se reduce.
El proceso de oxidación-reducción se produce en forma simultánea, ya que el número total de electrones ganados (reducción) es exactamente el mismo que el número total de electrones perdidos (oxidación), provocando así que la sustancia reducida actúe como el agente oxidante, y la sustancia oxidada actúe como el agente reductor.
PROCEDIMIENTO:
1. En un tubo de ensaye de 18 x 150mm coloque 3 ml de permanganato de potasio (KMnO4) al 0.1% y añada igual volumen de ácido clorhídrico (HCl) 3 M. Coloque una tira de papel tornasol húmedo en la boca del tubo, caliente la solución y observe la decoloración del mismo. Anote sus observaciones y explique la reacción.
Era color púrpura, cambia rosa, naranja y al final queda sin color.
KMnO4 + HCl KCl + MnO2 + O2
2. En u n tubo de ensaye de 13 x 100mm coloque 2ml de KMnO4 al 0.1%, agregue 1 ml de H2SO4 al 10% y añada un cristal de sulfito de sodio. Anote sus observaciones.
De púrpura cambia a transparente debido al sulfito de sodio.
3. En un vaso de precipitado de 50 ml vierta 15 ml de agua destilada y disuelva en él 1 g de sulfato ferroso (FeSO4). Observe su color y aspecto al agregarlo y vuélvalo a hacer después de 15 minutos. Explique los cambios observados en términos de un proceso redox.
0 min: No pasa nada, no se disuelve. Color blanquisco
15 min: Se disuelve, color amarillo y una parte blanca queda sedimentada.
4. En un tubo de ensaye de 13 x 100mm coloque 2 ml de cromato de potasio (K2CrO4), agregándole 1 ml de H2SO4 al 10% y 0.5 g de granalla de Zn. Anote sus observaciones.
Era naranja y al añadirle el Zn se puso verde oscuro.
5. Repita el procedimiento anterior utilizando permanganato de potasio (KMnO4) y dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0.1 M. Anote sus observaciones.
Era morado y al añadirle Zn se puso color vino.
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
Los residuos de permanganato, cromato y dicromato de potasio se concentrarán por separado para ser enviados a tratamiento o disposición final a PISSA UNISON. El resto de los residuos generados en las otras reacciones se diluyen con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro de agua.
CUESTIONARIO:
1. Defina los términos: oxidación, reducción y número de oxidación.
• Oxidación: La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones.
• Reducción: es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ión gana uno o varios electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación.
• Número de oxidación: se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo. El estado de oxidación es una aproximación: la mecánica cuántica, teoría aceptada en la actualidad para describir las propiedades de partículas muy pequeñas, impide adjudicar los electrones a un átomo o a otro en una molécula.
2. Dé la definición de agente oxidante y de agente reductor.
• Agente oxidante: Sustancia que puede aceptar electrones de otra sustancia o aumentar el numero de oxidación de otra sustancia.
• Agente reductor: Sustancia que puede donar electrones a otra sustancia o disminuir los números de oxidación de la misma.
3. Proporcione ejemplos de reacciones Redox, asignando los números de oxidación e identificando el agente oxidante y agente reductor.
• 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s)
El hierro III (Fe) tiene un número de oxidación 0 y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El oxígeno empieza con un número de oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2.
El hierro (III) se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce) aceptando los electrones del hierro.
4. Escriba las ecuaciones químicas que representan las reacciones realizadas.
KMnO4 + HCl KCl + MnO2 + O2
OBJETIVO:
Realizar algunas reacciones de oxidación-reducción con objetivo de estudiar el proceso de transferencia de electrones.
INTRODUCCIÓN:
Las reacciones de oxidación-reducción forman parte de los procesos más importantes desde la combustión de combustibles fósiles hasta la obtención de elementos metálicos por oxidación o reducción de sus minerales.
Una reacción de oxidación-reducción (redox) es aquella en la que una especie química, ya sea átomo, ión o molécula, pierde uno o más electrones, mientras que la otra los gana; la primera aumenta su estado (número) de oxidación, por lo que se dice que se oxida, mientras que la segunda disminuye este número, por lo que se dice que se reduce.
El proceso de oxidación-reducción se produce en forma simultánea, ya que el número total de electrones ganados (reducción) es exactamente el mismo que el número total de electrones perdidos (oxidación), provocando así que la sustancia reducida actúe como el agente oxidante, y la sustancia oxidada actúe como el agente reductor.
PROCEDIMIENTO:
1. En un tubo de ensaye de 18 x 150mm coloque 3 ml de permanganato de potasio (KMnO4) al 0.1% y añada igual volumen de ácido clorhídrico (HCl) 3 M. Coloque una tira de papel tornasol húmedo en la boca del tubo, caliente la solución y observe la decoloración del mismo. Anote sus observaciones y explique la reacción.
Era color púrpura, cambia rosa, naranja y al final queda sin color.
KMnO4 + HCl KCl + MnO2 + O2
2. En u n tubo de ensaye de 13 x 100mm coloque 2ml de KMnO4 al 0.1%, agregue 1 ml de H2SO4 al 10% y añada un cristal de sulfito de sodio. Anote sus observaciones.
De púrpura cambia a transparente debido al sulfito de sodio.
3. En un vaso de precipitado de 50 ml vierta 15 ml de agua destilada y disuelva en él 1 g de sulfato ferroso (FeSO4). Observe su color y aspecto al agregarlo y vuélvalo a hacer después de 15 minutos. Explique los cambios observados en términos de un proceso redox.
0 min: No pasa nada, no se disuelve. Color blanquisco
15 min: Se disuelve, color amarillo y una parte blanca queda sedimentada.
4. En un tubo de ensaye de 13 x 100mm coloque 2 ml de cromato de potasio (K2CrO4), agregándole 1 ml de H2SO4 al 10% y 0.5 g de granalla de Zn. Anote sus observaciones.
Era naranja y al añadirle el Zn se puso verde oscuro.
5. Repita el procedimiento anterior utilizando permanganato de potasio (KMnO4) y dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0.1 M. Anote sus observaciones.
Era morado y al añadirle Zn se puso color vino.
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
Los residuos de permanganato, cromato y dicromato de potasio se concentrarán por separado para ser enviados a tratamiento o disposición final a PISSA UNISON. El resto de los residuos generados en las otras reacciones se diluyen con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro de agua.
CUESTIONARIO:
1. Defina los términos: oxidación, reducción y número de oxidación.
• Oxidación: La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones.
• Reducción: es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ión gana uno o varios electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación.
• Número de oxidación: se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo. El estado de oxidación es una aproximación: la mecánica cuántica, teoría aceptada en la actualidad para describir las propiedades de partículas muy pequeñas, impide adjudicar los electrones a un átomo o a otro en una molécula.
2. Dé la definición de agente oxidante y de agente reductor.
• Agente oxidante: Sustancia que puede aceptar electrones de otra sustancia o aumentar el numero de oxidación de otra sustancia.
• Agente reductor: Sustancia que puede donar electrones a otra sustancia o disminuir los números de oxidación de la misma.
3. Proporcione ejemplos de reacciones Redox, asignando los números de oxidación e identificando el agente oxidante y agente reductor.
• 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s)
El hierro III (Fe) tiene un número de oxidación 0 y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El oxígeno empieza con un número de oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2.
El hierro (III) se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce) aceptando los electrones del hierro.
4. Escriba las ecuaciones químicas que representan las reacciones realizadas.
KMnO4 + HCl KCl + MnO2 + O2
PRACTICA No. 11
LEY DE LAS PROPIEDADES DEFINIDAS
OBJETIVO:
Comprobar experimentalmente la “Ley de las composiciones definidas y constantes”. Ley de Proust.
INTRODUCCIÓN:
Para determinar la composición de un compuesto se puede descomponer una muestra pesada, para formar los elementos constitutivos y establecer sus pesos individuales. Es posible también determinar el peso de un compuesto formado por la unión química de pesos conocidos de los elementos. El estudio de la composición de diversos compuestos condujo al descubrimiento de la siguiente: “Un compuesto puro está siempre formado por los mismos elementos combinados en una misma proporción definida en peso”. Ésta es la ley de la composición definida (Ley de Proust o de las proporciones definidas).
Un ejemplo es el agua, cuya composición ha sido determinada experimentalmente obteniendo la siguiente proporción en peso: 11.19% en peso de hidrógeno y 88.81% de oxígeno.
PROCEDIMIENTO:
1. Pese una cápsula de porcelana tapada con vidrio de reloj.
2. Pese un gramo de zinc en polvo y colóquelo en la cápsula.
3. Añada poco a poco 15 ml de HCl 6 M y caliente hasta disolución.
4. Seque el residuo hasta obtener un polvo blanco.
5. Deje enfriar la cápsula, cúbrala con vidrio de reloj y pésela.
6. Repita el calentamiento hasta obtener peso constante.
Datos:
Peso del metal: 1.0022 g
Peso del metal + cápsula: 70.3067 g
Peso de la cápsula + producto: 71.3708 g
Peso del producto: 2.0075 g
Peso del cloruro que reaccionó: 1.0053
Porcentaje del cloruro: 50.07%
Fórmula empírica del Producto: 2HCl + Zn ZnCl2 + H2
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
El residuo obtenido puede ser reutilizado.
CUESTIONARIO:
1. Escriba la reacción balanceada de formación del cloruro de Zinc.
2HCl + Zn ZnCl2 + H2
2. Defina fórmula empírica.
En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica él número de átomos presentes en la molécula.
3. El fenol es un compuesto de carbono, hidrógeno y oxígeno que se usa comúnmente como desinfectante. un análisis por combustión de una manera de 175 mg de fenol produjo 491 mg de CO2 y 46.5 mg de H2O.
a) Calcule la fórmula empírica del fenol: C6H6O
b) ¿Qué otra información necesita para determinar si la fórmula empírica es también la fórmula molecular o no? el número de átomos presentes en la molécula.
OBJETIVO:
Comprobar experimentalmente la “Ley de las composiciones definidas y constantes”. Ley de Proust.
INTRODUCCIÓN:
Para determinar la composición de un compuesto se puede descomponer una muestra pesada, para formar los elementos constitutivos y establecer sus pesos individuales. Es posible también determinar el peso de un compuesto formado por la unión química de pesos conocidos de los elementos. El estudio de la composición de diversos compuestos condujo al descubrimiento de la siguiente: “Un compuesto puro está siempre formado por los mismos elementos combinados en una misma proporción definida en peso”. Ésta es la ley de la composición definida (Ley de Proust o de las proporciones definidas).
Un ejemplo es el agua, cuya composición ha sido determinada experimentalmente obteniendo la siguiente proporción en peso: 11.19% en peso de hidrógeno y 88.81% de oxígeno.
PROCEDIMIENTO:
1. Pese una cápsula de porcelana tapada con vidrio de reloj.
2. Pese un gramo de zinc en polvo y colóquelo en la cápsula.
3. Añada poco a poco 15 ml de HCl 6 M y caliente hasta disolución.
4. Seque el residuo hasta obtener un polvo blanco.
5. Deje enfriar la cápsula, cúbrala con vidrio de reloj y pésela.
6. Repita el calentamiento hasta obtener peso constante.
Datos:
Peso del metal: 1.0022 g
Peso del metal + cápsula: 70.3067 g
Peso de la cápsula + producto: 71.3708 g
Peso del producto: 2.0075 g
Peso del cloruro que reaccionó: 1.0053
Porcentaje del cloruro: 50.07%
Fórmula empírica del Producto: 2HCl + Zn ZnCl2 + H2
TRATAMIENTO DE RESIDUOS:
El residuo obtenido puede ser reutilizado.
CUESTIONARIO:
1. Escriba la reacción balanceada de formación del cloruro de Zinc.
2HCl + Zn ZnCl2 + H2
2. Defina fórmula empírica.
En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica él número de átomos presentes en la molécula.
3. El fenol es un compuesto de carbono, hidrógeno y oxígeno que se usa comúnmente como desinfectante. un análisis por combustión de una manera de 175 mg de fenol produjo 491 mg de CO2 y 46.5 mg de H2O.
a) Calcule la fórmula empírica del fenol: C6H6O
b) ¿Qué otra información necesita para determinar si la fórmula empírica es también la fórmula molecular o no? el número de átomos presentes en la molécula.
Práctica de Cloro No. 12
OBJETIVO:
Obtener cloro y estudiar sus propiedades utilizando un método a microescala.
INTRODUCCIÓN:
El cloro es el halógeno mas abundante en la naturaleza, se encuentra cono ión cloruro presente en el agua de mar y en los pozos de salmuera. El cloro elemental es el punto inicial para producir por lo menos 10000 compuestos derivados importantes, sin embargo su toxicidad y los riesgos asociados con su preparación limitan su estudio a nivel laboratorio.
Es esta practica a microescala se propone la obtención de cloro elemental y el estudio de sus propiedades oxidantes utilizando solo gotas de reactivos y generando el gas en una caja de petri en forma rápida, segura y evitando los riesgos a la salud.
Materiales:
1 caja de petri.
1 pipeta.
Reactivos:
NaCl al 5%.
H2SO4 1M.
KSCN 1%.
BaCl2 ¡% en HCl 0.1 M.
Na2SO4 2%.
FeSO4 Amonico 1%.
KI 0.05M
Jugo de uva.
Desarrollo de la Práctica:
1. Colocar la base de una caja de petri sobre una hoja de papel blanco y poner las soluciones en prueba, según la posición y cantidades indicadas en la figura 1.
2. En el centro de la caja colocar 1 gota de solución de blanqueador comercial con NAClO al 5% y agregar 1 gota de H2SO4 1M, cubriendo rápidamente la caja con su tapa.
3. Observar y registrar los cambios producidos en un tiempo no mayor a 10 minutos.
4. Retirar la tapa de la caja y adicionar una gota de KSCN 1% a la solución de Fe (II). En forma similar agregar una gota de BaCl2 acidificado a la solución de NaSO3 para confirmar la formación del ión sulfato.
5. Observar las gotas de KI y jugo de uva anotando los cambios.
Residuos:
Los residuos generados se diluyen con agua y se desechan.
REACCIONES QUÍMICAS Y OBSERVACIONES:
1. Se colocan las sustancias de la siguiente manera:
2. En el centro de la caja se coloca la gota de blanqueador con (NaCLO al 5%) y se le agrega 1 gota de H2SO4 1M.
NaClO + H2SO4 Na2SO4 + H2ClO
3. Observar y registrar cambios:
Reactivo Cambio observado. Color Producto. Reaccionde identificación.
FeSO4 1% Cambio de color Rojo oscuro. FeSO4 + 2KSCN Fe(SCN)2 + K2SO4
Na2SO3 2% Cambio de color Blanquecino. NA2SO3 + BaCl2 2NaCl + BaSO3
KI 0.05M Cambio de color Amarillo fuerte.
Jugo de Uva Decoloración Morado claro.
RESULTADOS Y CONCLUSIONES:
La practica fue muy interesante ya que pudimos observar las distintas reacciones que presenta el Cloro con diferentes elementos, apreciamos la obtención de Cloro a partir de HClO.
Así también conocimos algunas propiedades del Cloro, es un gran oxidante.
1. poner la reacción química de obtención del Cloro a partir de hipoclorito de sodio.
NaClO Na2O + Cl
1. Plantear las reaccione químicas realizadas.
NaClO + H2SO4 Na2SO4 + H2ClO
FeSO4 + 2KSCN Fe(SCN)2 + K2SO4
NA2SO3 + BaCl2 2NaCl + BaSO3
2. Explicar las propiedades químicas del cloro que representen los cambios observados en cada reacción.
El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, denso y venenoso. Es extremadamente oxidante y forma cloruros con la mayoría de los elementos. Cuando se combina con el hidrógeno para dar cloruro de hidrógeno en presencia de luz difusa se produce una reacción lenta pero si se combinan bajo luz solar directa se produce una explosión y se desprende una gran cantidad de calor. El loro también se combina con los compuestos hidrogenados como amoníaco y ácido sulfhídrico formando ácido clorhídrico con el hidrógeno de éstos. Descompone muchos hidrocarburos pero si se controlan las condiciones de la reacción se consigue la sustitución parcial del hidrógeno por el cloro.
Al rojo reacciona reversiblemente con el vapor de agua formando ácido clorhídrico y liberando oxígeno:
Cl2 + H2 O = 2HCl + ½O2
En frío y en presencia de la luz, reacciona lentamente con el agua dando ácido clorhídrico y ácido hipocloroso HClO, que se descompone a su vez para formar oxígeno. A ello se debe el poder oxidante del agua de cloro. Puede formar cloruros con la mayor parte de los metales aunque en diferentes condiciones y con distinta intensidad. Por ejemplo, con el sodio en frío reacciona lentamente, pero si se calienta arde con llama muy brillante formándose cloruro de sodio. Reacciona también con el hierro y con el cobre, pero si se encuentra completamente seco ya no tiene lugar la reacción. Por ello puede guardarse en cilindros de acero o de hierro. El agua de cloro puede disolver al oro y al platino que son metales muy resistentes a los agentes químicos.Si se disuelve en sustancias que proporcionen una gran concentración de iones hidroxilo se forma una mezcla de cloruro e hipoclorito. Por ejemplo con hidróxido de sodio (sosa) da una mezcla de cloruro e hipoclorito sódicos llamada agua de Javel. El cloro se combina directamente con la mayoría de los elementos no metálicos, a excepción del carbono, nitrógeno y oxígeno (de los que si se conocen cloruros, aunque obtenidos indirectamente). Por ejemplo con el fósforo se combina formando tricloruro de fósforo, y pentacloruro de fósforo si hay cloro en exceso.
BIBLIOGRAFIA:
http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/4propiedades/4_17.html
Obtener cloro y estudiar sus propiedades utilizando un método a microescala.
INTRODUCCIÓN:
El cloro es el halógeno mas abundante en la naturaleza, se encuentra cono ión cloruro presente en el agua de mar y en los pozos de salmuera. El cloro elemental es el punto inicial para producir por lo menos 10000 compuestos derivados importantes, sin embargo su toxicidad y los riesgos asociados con su preparación limitan su estudio a nivel laboratorio.
Es esta practica a microescala se propone la obtención de cloro elemental y el estudio de sus propiedades oxidantes utilizando solo gotas de reactivos y generando el gas en una caja de petri en forma rápida, segura y evitando los riesgos a la salud.
Materiales:
1 caja de petri.
1 pipeta.
Reactivos:
NaCl al 5%.
H2SO4 1M.
KSCN 1%.
BaCl2 ¡% en HCl 0.1 M.
Na2SO4 2%.
FeSO4 Amonico 1%.
KI 0.05M
Jugo de uva.
Desarrollo de la Práctica:
1. Colocar la base de una caja de petri sobre una hoja de papel blanco y poner las soluciones en prueba, según la posición y cantidades indicadas en la figura 1.
2. En el centro de la caja colocar 1 gota de solución de blanqueador comercial con NAClO al 5% y agregar 1 gota de H2SO4 1M, cubriendo rápidamente la caja con su tapa.
3. Observar y registrar los cambios producidos en un tiempo no mayor a 10 minutos.
4. Retirar la tapa de la caja y adicionar una gota de KSCN 1% a la solución de Fe (II). En forma similar agregar una gota de BaCl2 acidificado a la solución de NaSO3 para confirmar la formación del ión sulfato.
5. Observar las gotas de KI y jugo de uva anotando los cambios.
Residuos:
Los residuos generados se diluyen con agua y se desechan.
REACCIONES QUÍMICAS Y OBSERVACIONES:
1. Se colocan las sustancias de la siguiente manera:
2. En el centro de la caja se coloca la gota de blanqueador con (NaCLO al 5%) y se le agrega 1 gota de H2SO4 1M.
NaClO + H2SO4 Na2SO4 + H2ClO
3. Observar y registrar cambios:
Reactivo Cambio observado. Color Producto. Reaccionde identificación.
FeSO4 1% Cambio de color Rojo oscuro. FeSO4 + 2KSCN Fe(SCN)2 + K2SO4
Na2SO3 2% Cambio de color Blanquecino. NA2SO3 + BaCl2 2NaCl + BaSO3
KI 0.05M Cambio de color Amarillo fuerte.
Jugo de Uva Decoloración Morado claro.
RESULTADOS Y CONCLUSIONES:
La practica fue muy interesante ya que pudimos observar las distintas reacciones que presenta el Cloro con diferentes elementos, apreciamos la obtención de Cloro a partir de HClO.
Así también conocimos algunas propiedades del Cloro, es un gran oxidante.
1. poner la reacción química de obtención del Cloro a partir de hipoclorito de sodio.
NaClO Na2O + Cl
1. Plantear las reaccione químicas realizadas.
NaClO + H2SO4 Na2SO4 + H2ClO
FeSO4 + 2KSCN Fe(SCN)2 + K2SO4
NA2SO3 + BaCl2 2NaCl + BaSO3
2. Explicar las propiedades químicas del cloro que representen los cambios observados en cada reacción.
El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, denso y venenoso. Es extremadamente oxidante y forma cloruros con la mayoría de los elementos. Cuando se combina con el hidrógeno para dar cloruro de hidrógeno en presencia de luz difusa se produce una reacción lenta pero si se combinan bajo luz solar directa se produce una explosión y se desprende una gran cantidad de calor. El loro también se combina con los compuestos hidrogenados como amoníaco y ácido sulfhídrico formando ácido clorhídrico con el hidrógeno de éstos. Descompone muchos hidrocarburos pero si se controlan las condiciones de la reacción se consigue la sustitución parcial del hidrógeno por el cloro.
Al rojo reacciona reversiblemente con el vapor de agua formando ácido clorhídrico y liberando oxígeno:
Cl2 + H2 O = 2HCl + ½O2
En frío y en presencia de la luz, reacciona lentamente con el agua dando ácido clorhídrico y ácido hipocloroso HClO, que se descompone a su vez para formar oxígeno. A ello se debe el poder oxidante del agua de cloro. Puede formar cloruros con la mayor parte de los metales aunque en diferentes condiciones y con distinta intensidad. Por ejemplo, con el sodio en frío reacciona lentamente, pero si se calienta arde con llama muy brillante formándose cloruro de sodio. Reacciona también con el hierro y con el cobre, pero si se encuentra completamente seco ya no tiene lugar la reacción. Por ello puede guardarse en cilindros de acero o de hierro. El agua de cloro puede disolver al oro y al platino que son metales muy resistentes a los agentes químicos.Si se disuelve en sustancias que proporcionen una gran concentración de iones hidroxilo se forma una mezcla de cloruro e hipoclorito. Por ejemplo con hidróxido de sodio (sosa) da una mezcla de cloruro e hipoclorito sódicos llamada agua de Javel. El cloro se combina directamente con la mayoría de los elementos no metálicos, a excepción del carbono, nitrógeno y oxígeno (de los que si se conocen cloruros, aunque obtenidos indirectamente). Por ejemplo con el fósforo se combina formando tricloruro de fósforo, y pentacloruro de fósforo si hay cloro en exceso.
BIBLIOGRAFIA:
http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/4propiedades/4_17.html
OBJETIVO GENERAL: Relacionar la química con otras ciencias, mediante el análisis de algunos procesos industriales, para valorar su utilidad en la vida moderna.
Unidad I. Procesos químicos
OBJETIVO DE LA UNIDAD: Identificar algunos procesos en los que interviene la química, con base en el estudio de reacciones específicas a fin de destacar su contribución al sector industrial.
CONTENIDO DE LA UNIDAD: Petroquímica, Electroquímica, otros procesos industriales como yacimientos de oro, plata, hierro, cobre, acero, la producción y volumen de producción de los metales, industria cementera y fertilizantes.
Guía de preguntas:
1. ¿Cual es el origen del petróleo?
2. Describa que es la exploración y explotación del petróleo crudo.
3. ¿Qué tipos de crudos se producen en México, cantidad de barriles producidos por día, volumen de exportación y valor monetario?
4. ¿Cuáles son los productos obtenidos en una torre de destilación?
5. ¿Qué tipos de gasolina existen, niveles de plomo (Pb)y azufre (S)?
6. Explique los procesos de producción de etileno, propileno, butileno, isobutileno, así como sus aplicaciones industriales.
7. ¿Cuáles son los principales contaminantes?
8. Mencione las alternativas para la sustitución de la gasolina.
9. ¿Qué es electroquímica?
10. Describa que es una celda electrolítica y una celda voltaica
11. ¿Cuál es la relación entre la corrosión y la atracción magnética?
12. ¿Cuáles modelos electrolíticos existen?
13. Defina los siguientes términos: ánodo, cátodo, electrolito, fuerza electromotriz y diferencia de potencial.
14. ¿A qué se le llama galvanización?
15. ¿Cuáles son los metales que se encuentran en el mundo?
16. ¿Dónde se localizan los principales yacimientos de metales?
17. ¿Cuáles son los volúmenes de producción de los metales en México y el mundo?
18. Explique algún método de obtención de hierro, acero, oro y plata.
19. Realice un esquema de los principales contaminantes por la obtención de zinc, plomo, aluminio y los efectos que causa sobre los seres vivos y en general al ambiente.
20. ¿Cuáles son las principales plantas cementeras?
21. Mencione cuales son las características principales de la producción cementera y los contaminantes que se generan en esta industria.
22. ¿Qué es un fertilizante?
23. ¿Cuál es la utilidad de los fertilizantes?
24. ¿Cómo se realiza la producción de los fertilizantes?
25. ¿Cuáles son los sitios o empresas productoras de fertilizantes en Química Nuclear
Objetivo de la unidad: Destacar la relevancia de los elementos de transición interna a partir del estudio de sus características, para comprender la diversidad de aplicaciones en la obtención de insumos y productos.
Contenido de la unidad: Radiaciones, Lantánidos y actínicos (Familia de Tierras raras), producción nuclear de energía eléctrica.
Guía de preguntas:
1. Qué es la radiación?
2. Cuáles son los principales descubrimientos sobre radiactividad, personajes y características de elementos radiactivos?
3. Cuáles son los instrumentos que son utilizados para detectar emisiones radiactivas?
4. Mencione la utilidad de los dispositivos nucleares en diferentes ramas de la química.
5. Cuál es la diferencia entre fisión y fusión nuclear para la generación de energía eléctrica?
6. Cuáles son las características generales y estructurales de una planta nucleoeléctrica? . Revise el caso de la Planta Nucleoeléctrica de Laguna Verde, Veracruz.
7. ¿Cuáles son los dispositivos de seguridad mínimos que debe tener una planta nucleoeléctrica para su funcionamiento de acuerdo a la Comisión Internacional Nuclear.?
8. Cuáles son las partículas emitidas por los reactores durante la fisión y la fusión?
9. Cuáles son las ventajas y desventajas del uso de los reactores nucleares?
10. Cuál es el destino final de los desechos radiactivos?
11. Cuáles son los estudios generales que se realizan cotidianamente en la inmediaciones de la planta nucleoeléctrica de Laguna Verde y que están bajo la responsabilidad de el Laboratorio de Monitoreo Ambiental y Física Aplicada ubicado en El Farallón, Veracruz?
12. Cuál es el uso que se le da al agua de mar y porque se sitúan en las cercanías de una fuente de agua estas plantas nucleoeléctricas?
13. Cuáles son las principales características de los Lantánidos y Actínidos?
14. Cuáles son las principales aplicaciones de las tierras raras en la fabricación de pilas, cinescopios, marcapasos, rayo lasser, audífonos y encendedores?
15. Qué son los superconductores? . Señale sus principales aplicaciones.
16. ¿Cuál es el uso de los catalizadores (convertidores catalíticos) en el control de los contaminantes?
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
1. American Chemical Society. Quim. Com. 1998. Química en la comunidad. México. 2ª. Edición. Addison Wesley Longman.
2. Ramírez, Leopoldo. 1997. Esencia molecular de la Química. Química 3. Editor independiente. México
3. Montaño, A., Eduardo. 1992. Petroquímica en México. Facultad de Química. UNAM. México
4. www.cfe.gob.mx/lagver
5. www.cnsns.gob.mx
Nota: las dos últimas referencias deberás consultarlas en Internet a estas direcciones debido a que el material se encuentra en estos sitios.* cmr
Trabajo M.C. Socorro del Carmen Gutiérrez García.
Energía Mecánica, cinética y potencial.
http://mx.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/produccion-energia-electrica.html?x=20070924klpcnafyq_346.Kes 25 de julio
CIPRES (Comisión de la Industria del Plástico, Responsabilidad y Desarrollo Sustentable)
http://www.aniq.org.mx/cipres/ 27 de julio.
Unidad I. Procesos químicos
OBJETIVO DE LA UNIDAD: Identificar algunos procesos en los que interviene la química, con base en el estudio de reacciones específicas a fin de destacar su contribución al sector industrial.
CONTENIDO DE LA UNIDAD: Petroquímica, Electroquímica, otros procesos industriales como yacimientos de oro, plata, hierro, cobre, acero, la producción y volumen de producción de los metales, industria cementera y fertilizantes.
Guía de preguntas:
1. ¿Cual es el origen del petróleo?
2. Describa que es la exploración y explotación del petróleo crudo.
3. ¿Qué tipos de crudos se producen en México, cantidad de barriles producidos por día, volumen de exportación y valor monetario?
4. ¿Cuáles son los productos obtenidos en una torre de destilación?
5. ¿Qué tipos de gasolina existen, niveles de plomo (Pb)y azufre (S)?
6. Explique los procesos de producción de etileno, propileno, butileno, isobutileno, así como sus aplicaciones industriales.
7. ¿Cuáles son los principales contaminantes?
8. Mencione las alternativas para la sustitución de la gasolina.
9. ¿Qué es electroquímica?
10. Describa que es una celda electrolítica y una celda voltaica
11. ¿Cuál es la relación entre la corrosión y la atracción magnética?
12. ¿Cuáles modelos electrolíticos existen?
13. Defina los siguientes términos: ánodo, cátodo, electrolito, fuerza electromotriz y diferencia de potencial.
14. ¿A qué se le llama galvanización?
15. ¿Cuáles son los metales que se encuentran en el mundo?
16. ¿Dónde se localizan los principales yacimientos de metales?
17. ¿Cuáles son los volúmenes de producción de los metales en México y el mundo?
18. Explique algún método de obtención de hierro, acero, oro y plata.
19. Realice un esquema de los principales contaminantes por la obtención de zinc, plomo, aluminio y los efectos que causa sobre los seres vivos y en general al ambiente.
20. ¿Cuáles son las principales plantas cementeras?
21. Mencione cuales son las características principales de la producción cementera y los contaminantes que se generan en esta industria.
22. ¿Qué es un fertilizante?
23. ¿Cuál es la utilidad de los fertilizantes?
24. ¿Cómo se realiza la producción de los fertilizantes?
25. ¿Cuáles son los sitios o empresas productoras de fertilizantes en Química Nuclear
Objetivo de la unidad: Destacar la relevancia de los elementos de transición interna a partir del estudio de sus características, para comprender la diversidad de aplicaciones en la obtención de insumos y productos.
Contenido de la unidad: Radiaciones, Lantánidos y actínicos (Familia de Tierras raras), producción nuclear de energía eléctrica.
Guía de preguntas:
1. Qué es la radiación?
2. Cuáles son los principales descubrimientos sobre radiactividad, personajes y características de elementos radiactivos?
3. Cuáles son los instrumentos que son utilizados para detectar emisiones radiactivas?
4. Mencione la utilidad de los dispositivos nucleares en diferentes ramas de la química.
5. Cuál es la diferencia entre fisión y fusión nuclear para la generación de energía eléctrica?
6. Cuáles son las características generales y estructurales de una planta nucleoeléctrica? . Revise el caso de la Planta Nucleoeléctrica de Laguna Verde, Veracruz.
7. ¿Cuáles son los dispositivos de seguridad mínimos que debe tener una planta nucleoeléctrica para su funcionamiento de acuerdo a la Comisión Internacional Nuclear.?
8. Cuáles son las partículas emitidas por los reactores durante la fisión y la fusión?
9. Cuáles son las ventajas y desventajas del uso de los reactores nucleares?
10. Cuál es el destino final de los desechos radiactivos?
11. Cuáles son los estudios generales que se realizan cotidianamente en la inmediaciones de la planta nucleoeléctrica de Laguna Verde y que están bajo la responsabilidad de el Laboratorio de Monitoreo Ambiental y Física Aplicada ubicado en El Farallón, Veracruz?
12. Cuál es el uso que se le da al agua de mar y porque se sitúan en las cercanías de una fuente de agua estas plantas nucleoeléctricas?
13. Cuáles son las principales características de los Lantánidos y Actínidos?
14. Cuáles son las principales aplicaciones de las tierras raras en la fabricación de pilas, cinescopios, marcapasos, rayo lasser, audífonos y encendedores?
15. Qué son los superconductores? . Señale sus principales aplicaciones.
16. ¿Cuál es el uso de los catalizadores (convertidores catalíticos) en el control de los contaminantes?
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
1. American Chemical Society. Quim. Com. 1998. Química en la comunidad. México. 2ª. Edición. Addison Wesley Longman.
2. Ramírez, Leopoldo. 1997. Esencia molecular de la Química. Química 3. Editor independiente. México
3. Montaño, A., Eduardo. 1992. Petroquímica en México. Facultad de Química. UNAM. México
4. www.cfe.gob.mx/lagver
5. www.cnsns.gob.mx
Nota: las dos últimas referencias deberás consultarlas en Internet a estas direcciones debido a que el material se encuentra en estos sitios.* cmr
Guía tema selectos de Química II
http://www.uvmnet.edu/19/guias_bach/guias_doctos/ac_experim/GUIA%20TEMAS%20SELECTOS%20DE%20QUIMICA%20II.doc consultado julio 25 2009.Trabajo M.C. Socorro del Carmen Gutiérrez García.
Energía Mecánica, cinética y potencial.
http://mx.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/produccion-energia-electrica.html?x=20070924klpcnafyq_346.Kes 25 de julio
CIPRES (Comisión de la Industria del Plástico, Responsabilidad y Desarrollo Sustentable)
http://www.aniq.org.mx/cipres/ 27 de julio.