EXPERIMENTO N °1 ESTUDIO DEL MECHERO
OBJETIVOS: 1. Identificar las partes del mechero y su función. 2. Manipular correctamente el mechero. 3. Identificar las distintas zonas que tiene la llama del mechero y sus características. 4. Calentar correctamente utilizando el mechero.
MATERIALES: Mechero de Bunsen
Manguera
Soporte
Tubo de ensayo
Cajeta de fósforo
Cápsula de evaporar
Anillos
Malla
Vaso químico
REACTIVOS: Líquidos para estudio
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. 1999 Química, 6 ta Edición, Mc Graw - Hill. Capítulo 6. 225.
Pág., 223-
TEORÍA En un laboratorio de química las fuentes de calor comúnmente utilizadas son las llamas que se originan en las reacciones exotérmicas de combustión de un gas (propano, butano o gas de la ciudad) con el oxígeno del aire.
La combustión completa de un hidrocarburo (con exceso de oxígeno) produce agua y dióxido de carbono, una llama poco luminosa y gran poder calorífico. Un ejemplo de esta reacción es:
2 C4H10 + 13 O2
8 CO2 + 10 H2O
La combustión incompleta produce además de dióxido de carbono y agua, carbono y monóxido de carbono, en este caso la llama es altamente luminosa pero es de bajo poder calorífico. Ejemplo de estas reacciones:
2C4H10 + 9 O2
8 CO + 10 H2O
2C4H10 + 5 O2
8C
+ 10 H2O
Para controlar las llamas en el laboratorio se utiliza el mechero, el cual puede ser de diversos tipos pero con un
mecanismo de funcionamiento
similar en todos ellos.
Esencialmente, el mechero consta de un tubo atornillado a una base. En la base se encuentra un orificio por donde entra el gas combustible y una válvula (tornillo) que regula la entrada del mismo. En el tubo se encuentran varias aberturas, regulables mediante un anillo, que permiten la entrada del aire (el cual posee 21% de oxígeno).
La expansión del gas a través del orificio succiona el aire exterior produciéndose, de este modo, una mezcla de gas y oxígeno que asciende por el tubo hasta la boca del mismo que es donde se produce la llama con una fuente de ignición (fósforos).
Si el mechero arde con la entrada de aire cerrada, la combustión es incompleta y la llama presenta un color anaranjado debido a la presencia de partículas incandescentes de carbono. Al abrir el paso del aire, la combustión es completa, existe exceso de oxígeno y se producen altas temperaturas (zona oxidante). En el interior del cono los gases todavía no se han inflamado y en el cono mismo hay zonas donde la combustión no es todavía completa y existen gases no oxidados a dióxido de carbono y agua por lo que se tiene una zona reductora de la llama. La llama del mechero Bunsen presenta diferentes temperaturas (ver figura) como resultado de la mezcla de gases circulantes; y tiene zonas bien definidas con usos específicos.
Al usar el mechero para calentar correctamente debemos seguir algunas reglas. Entre las más importantes tenemos: a) Cuando se calienta una sustancia en un tubo de ensayo, la boca del tubo no debe apuntar hacia ningún compañero. Además se debe girar el tubo para distribuir mejor el calor. b) Al calentar una cápsula de evaporar, se observa la operación hasta el final, ya que al irse evaporando el líquido, el sólido que va quedando tiende a salpicar y podría perderse parte del residuo. c) Se debe utilizar la tenaza para retirar los vasos o recipientes del calor. d) No se debe colocar materiales calientes en superficies frías o mojadas. e) No se debe calentar utilizando envases que estén rajados. f) Para calentar vasos químicos, balones o cápsulas; recuerda utilizar la malla con asbesto. Así se distribuye mejor el calor.
PROCEDIMIENTO: I PARTE.
RECONOCIMIENTO DEL MECHERO
1. Tome un mechero, desármelo y revise sus partes. 2. Vuélvalo a armar, asegúrese que deja cerrada la válvula de entrada de gas (tornillo) y las aberturas de entrada del aire.
II PARTE.
ENCENDIDO Y APAGADO DEL MECHERO.
Para encender correctamente el mechero, usted debería seguir los pasos siguientes: 1. Tome el mechero y mueva las válvulas de entrada de gas y la de entrada del aire para asegurarse que están en buen estado. 2. La manguera de caucho que está unida a la entrada de gas, conéctela a la llave de la tubería de gas de la mesa. 3. Verifique que la válvula que regula la entrada de gas al mechero (tornillo) y las aberturas por donde entra el aire están completamente cerradas. 4. Abra la llave del gas de la tubería que alimenta la mesa. 5. Abra la llave de paso que alimenta la manguera (debe estar paralela a esta). 6. Encienda el fósforo y colóquelo a un lado de la parte superior del tubo. 7. Empiece a abrir con cuidado la válvula (tornillo) de entrada de gas hasta obtener una llama que posea aproximadamente 10cm de alto (llama luminosa). Observe la llama. ¿Qué color tiene? 8. Gradualmente abra las entradas de aire y observe el cambio de color de la llama (llama no luminosa). ¿Qué color tiene? Nota: No abrir repentinamente porque puede apagarse el mechero. 9. Para apagar el mechero cierre primero la entrada de aire; luego cierre la válvula de gas (tornillo), continúe cerrando la llave de paso que alimenta la manguera (debe estar perpendicular) y finalmente cierre la llave del gas que alimenta la tubería de la mesa.
III PARTE. LAS LLAMAS DEL MECHERO 1. Con la ayuda de una tenaza sostenga una cápsula de porcelana, limpia y seca, en la parte superior de la llama producida con la entrada de aire cerrada (llama luminosa). ¿Qué observa? ¿Cómo se llama el compuesto depositado en el fondo de la cápsula? Explique a qué se debe este fenómeno. 2. Sostenga con una tenaza una cápsula de porcelana, limpia y seca, en la parte superior de la llama producida con la entrada de aire abierta (llama no luminosa). ¿Qué observa? Explique a qué se debe este fenómeno. 3. Para tener una idea de la temperatura que alcanza la llama del mechero, introduzca en la llama luminosa una moneda de un centavo (de cobre) sujeta con una tenaza. ¿Qué observa? 4. Repita el procedimiento anterior introduciendo la moneda en la zona oxidante de la llama no luminosa. ¿Qué observa? ¿Qué color tiene la llama alrededor del centavo cuando este se pone incandescente?
IV PARTE. USO DEL MECHERO PARA CALENTAR MATERIALES. 1. Vierta dentro de un tubo de ensayo 16 x 150 mm, limpio y seco, un líquido suministrado por su profesor. 2. Con la ayuda de una pinza stoddard caliente el tubo de ensayo con el mechero Bunsen (ver reglas de calentamiento). 3. Vierta dentro de una cápsula de porcelana la solución líquida de estudio y caliente el contenido de la cápsula hasta evaporación sobre un sistema diseñado para este propósito.
RESULTADOS: 1. Dibuje el mechero e indique sus partes y el uso de cada una de ellas. 2. Dibuje la llama luminosa del mechero. 3. Dibuje la llama no luminosa del mechero e identifique sus zonas.
CUESTIONARIO 1. ¿Qué combustible se utilizó en el laboratorio? 2. Defina combustión, combustible, comburente, temperatura de ignición. 3. ¿Qué llamas de otros materiales de uso común se utilizan como fuentes de calor? 4. ¿Cuál es la temperatura de fusión del cobre? ¿Considerando este valor qué podemos inferir sobre las temperaturas de la llama luminosa y la llama no luminosa? 5. Establezca diferencias entre la llama luminosa y la llama no luminosa. 6. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
BIBLIOGRAFÍA 1. Moreno, H., La Química en sus Manos. Ediciones Co-Bo Venezuela. 2. Herrera, S.; Barreto A.; Torres I; Clavijos E.; Química; Editorial Norma. 3. Garzón, G., Fundamentos De Química General Con Manual De Laboratorio 2 da Edición; Mc Graw-Hill. México. 1990
E
1540 oC 1550 oC 1560 oC 1540 oC
B
1470 oC 1560 oC 520 oC
N
1450 oC 350 oC
C D
o
300 C
A
Llama del Mechero Bunsen
(E) Zona oxidante superior, (B) Zona de fusión, (N) Zona reductora superior (C) Zona oxidante inferior, (D) Zona reductora inferior, (A) Base (zona fría)
Mechero Bunsen
EXPERIMENTO No 2 CLASIFICACIÓN Y PROPIEDADES DE LA MATERIA
OBJETIVOS: 1. Clasificar muestras desconocidas en homogéneas y heterogéneas, de acuerdo al número de fases observables. 2. Distinguir entre mezcla y sustancia pura mediante la técnica de evaporación. 3. Determinar la densidad de sólidos irregulares y líquidos, cuantificando su masa y su volumen. 4. Comparar la densidad de sustancias líquidas, atendiendo a su estratificación. 5. Usar el criterio de miscibilidad para ilustrar el concepto de homogeneidad. 6. Utilizar las técnicas de filtración y evaporación para separar los componentes de una mezcla.
MATERIALES: Cápsula de evaporar
Objeto sólido de forma irregular
Mechero Bunsen
Malla de asbesto
Cilindro graduado de 25 y 100 mL
Espátula
Pipeta volumétrica de 10 mL
Vaso químico de 100 mL
Tubos de ensayo (13 x 100 mm)
Triángulo de arcilla
Goteros
Balanza
Policial
Trípode
REACTIVOS: Alcohol etílico (Etanol)
Muestras desconocidas
Aceite de cocina
Mezcla
Aceite de motor
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. 1999 Química, 6 ta edición, Mc Graw Hill. Capítulo 1. pág., 10-17.
TEORÍA Macroscópicamente, la materia se divide en homogénea y heterogénea, atendiendo al número de fases (región de materia cuyo conjunto de propiedades son idénticas y separadas por límites definidos) que presenta. Un material homogéneo es aquel que presenta una sola fase y cuya composición es uniforme, mientras que un material heterogéneo presentará más de una fase, por lo que su composición no será uniforme. Cuando el material heterogéneo es fraccionado, cada porción tendrá propiedades diferentes, a diferencia de un material homogéneo que al ser fraccionado cada porción presentará propiedades idénticas.
La materia homogénea a su vez puede dividirse en mezclas homogéneas
o
soluciones y en sustancias puras (que normalmente llamamos sólo sustancias). Cuando la materia se presenta en una sola fase, pero su composición es variable (agua de mar, vidrio y aleaciones) se le denominará mezcla homogénea o solución. Este tipo de mezcla está formada por dos o más constituyentes, uno o varios de los cuales se denominará soluto (material que se disuelve) y el otro solvente o disolvente (material que disuelve).
En
cambio, cuando la materia se presenta en una sola fase con composición constante (sal pura, azúcar pura, hierro puro o azufre puro) se le llamará sustancia. Las sustancias puras a su vez pueden clasificarse en elementos o compuestos. Cuando estén constituidas por una sola clase de átomos se les conocerá como elementos y cuando estén formadas por un conjunto de átomos en proporciones definidas en masa, se les llamará compuestos.
Un material se considerará heterogéneo, cuando conste de dos o más fases, es decir, su composición no es uniforme. La madera, el granito, el concreto, la arena, la leche, etc., son ejemplos de esta clase de materia. En un material heterogéneo las diferentes fases existentes estarán separadas entre sí por límites definidos. Por ejemplo,
si tomamos un trozo de granito y lo trituramos hasta obtener partículas muy pequeñas, encontraremos por lo menos tres tipos de minerales: cuarzo, biotita y feldespato.
Todo elemento o compuesto posee un conjunto único de propiedades que los identifica y distingue de los demás. Estas propiedades pueden clasificarse en físicas o químicas. Una propiedad será física si se puede medir y observar sin que cambie la composición o identidad de la sustancia. El olor, color, sabor, comportamiento magnético, densidad, punto de fusión, dureza, etc. son ejemplos de propiedades físicas. La densidad, definida como la masa de un objeto dividida entre su volumen puede ser expresada para el caso de sustancias sólidas y líquidas en g/ml o g/cc y para los gases en g/L. Una propiedad química será cualquier propiedad de una sustancia que no puede estudiarse sin la conversión de dicha sustancia en otra. Así, cuando el gas hidrógeno se quema en presencia de oxígeno se forma agua, habremos observado una propiedad química del hidrógeno, la cual queda evidenciada cuando se realiza el cambio químico.
Otro ejemplo es la
combustibilidad.
Los componentes de una mezcla pueden ser separados en sus componentes originales tomando en cuenta sus propiedades físicas. Si la mezcla es homogénea, sus componentes pueden separarse haciendo uso de técnicas como la evaporación y la destilación, entre otros. Si la mezcla es heterogénea, sus componentes pueden separarse utilizando técnicas como: filtración, decantación, colado o tamizado y
separación
magnética.
Cuando disponemos de una mezcla formada por varios sólidos es conveniente disolverla en agua antes de aplicar cualquier técnica de separación. Así a una mezcla de sal y arena primeramente debemos agregarle agua para que la sal se disuelva en ella, luego filtrarla para separar la arena y por último evaporarla para recuperar la sal.
La solubilidad (cantidad máxima de una sustancia que puede disolverse en otra) es una propiedad física que se puede utilizar para separar muestras sólidas o líquidas. En el
caso de los líquidos, dos sustancias serán miscibles entre sí, sí y solo sí, pueden mezclarse en cualquier proporción.
PROCEDIMIENTO: I PARTE. A.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Clasificación de muestras desconocidas en homogéneas y heterogéneas 1. Rotule aproximadamente siete (7) tubos de ensayos (13 x 100 mm). 2. Mida aproximadamente 2 mL de la muestra líquida desconocida con la ayuda de un cilindro graduado de 25 mL y colóquelos en el tubo de ensayo que le corresponde. Recuerde lavar el cilindro graduado con agua y jabón antes de medir la siguiente muestra. 3. Repite este procedimiento con las muestras restantes. 4. Si la muestra es sólida, deposite sobre un vidrio reloj una pizca de muestra (lo que tome con la punta de la espátula). Lave la espátula antes de tomar la siguiente muestra, de esta forma evitará contaminar la muestra. 5. Clasifique cada muestra en homogénea o heterogénea, tomando en cuenta el número de fases observables. 6. Anote sus resultados en la tabla No 1 Tabla No 1 Clasificación
Muestra No
Muestra Homogénea Muestra Heterogénea
Nota: No descarte las muestras líquidas que usted ha seleccionado como homogéneas. Cuando necesite eliminar alguna sustancia tome en cuenta las siguientes indicaciones: si el residuo es sólido, deposítelo en el cesto de basura y si es líquido, abra primero la llave de agua de la tina de lavar y luego elimine el contenido del tubo de ensayo.
Después de lavar los tubos de ensayo, recuerde dejarlos invertidos dentro de un vaso químico que contenga papel toalla. De esta forma sus tubos estarán listos para la próxima vez que los necesite.
B.
Clasificación de muestras líquidas homogéneas en sustancia o solución. 1. Vierta dentro de la cápsula de porcelana limpia y seca el contenido de una de las muestras líquidas que usted seleccionó como homogénea. 2. Evapore el contenido hasta sequedad. Clasifique la muestra como sustancia pura o solución. Deje refrescar la cápsula antes de lavarla. 3. Repita el procedimiento descrito con cada una de las restantes muestras líquidas homogéneas. 4. Anote sus resultados en la tabla No 2 Tabla No2 Clasificación
Muestra No
Sustancia Pura Solución
II. PARTE. DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE LÍQUIDOS Y SÓLIDOS. A.
Densidad de un líquido 1. Pese un cilindro graduado de 25 mL limpio y seco. Anote este peso. 2. Mida 10 ml de agua con una pipeta volumétrica de 10 mL. Deposítelos dentro del cilindro graduado. 3. Pese el cilindro con el agua. Anote este peso. 4. Calcule la masa del agua añadida dentro del cilindro. 5. Determine su densidad.
B.
Densidad de un sólido irregular 1. Pese el sólido que su Profesor le ha proporcionado. Anote este peso. 2. Agregue 50 mL de agua a un cilindro graduado de 100 mL. Introduzca con cuidado el sólido dentro del cilindro graduado que contiene el agua. ¿Qué observa? Anote el nuevo volumen. 3. Calcule el volumen ocupado por el sólido. 4. Determine su densidad.
III. PARTE. COMPARACIÓN DE LA DENSIDAD DE LÍQUIDOS 1. Coloque dentro de un tubo de ensayo (13 x 100 mm), 1 mL (20 gotas) de agua. Añádale 1 mL de aceite de cocina. ¿Qué ocurre? Anote sus observaciones. 2. Coloque dentro de otro tubo de ensayo (13 x 100 mm), 1 mL de agua. Añádale 1 mL de aceite de motor. ¿Qué ocurre? Anote sus observaciones. 3. Coloque dentro de otro tubo de ensayo (13 x 100 mm), 1 mL de aceite de cocina.
Añádale 1 mL de aceite de motor. ¿Qué ocurre?
Anote sus
observaciones.
IV. PARTE. MISCIBILIDAD ENTRE LÍQUIDOS 1. Coloque dentro de un tubo de ensayo (13 x 100 mm), 1 mL de agua. Añádale 1 mL de etanol. ¿Qué ocurre? Anote sus observaciones.
V. PARTE.
SEPARACIÓN DE UNA MEZCLA DE SÓLIDOS
1. Coloque dentro de un vaso químico de 100 mL aproximadamente 2 gramos de la muestra rotulada como mezcla. 2. Añádale 10 mL de agua medidos con un cilindro graduado de 25 mL. Agite la mezcla durante 2 minutos con un policial. 3. Prepare un sistema de filtración siguiendo las instrucciones de su profesor. 4. Filtre. ¿Qué observa? ¿A qué conclusión llega? 5. Evapore el contenido de la cápsula de porcelana hasta sequedad. ¿Qué observa? ¿A qué conclusión llega? (Precaución: caliente moderadamente)
CUESTIONARIO 1. De acuerdo a su experiencia, clasifique cada una de las siguientes muestras en homogéneas y heterogéneas. Agua, sal de mesa, arena, sal y arena, alcohol y agua, alcohol y aceite; agua, aceite y arena. 2. Escriba cinco ejemplos de sustancias puras,
de soluciones y de mezclas
heterogéneas 3. ¿Qué criterio utilizó para clasificar una muestra liquida homogénea como sustancia pura o como solución? 4. ¿Por qué el hecho de qué una muestra líquida homogénea no deje residuo al evaporarse no es garantía de que se trata de una sustancia pura? 5. Explique qué técnica de separación, alterna a la evaporación, utilizaría en el caso de que la mezcla homogénea si estuviera formada por dos líquidos miscibles. 6. ¿Qué principio aplicó para determinar la densidad de un sólido irregular? Explique cómo determinaría la densidad de un sólido regular (esfera y cubo) 7. ¿Qué puede usted decir con respecto a la densidad de los tres líquidos de la III parte del experimento. Ordénelos en forma creciente a su densidad. 8. ¿Cómo compararía usted, en cuanto a propiedades el sistema miscible con el inmiscible, con base a los resultados obtenidos en la III y IV parte del experimento? 9. ¿Qué propiedades de los componentes de la mezcla de sólidos, en la V parte del experimento, permitieron su separación? 10. Explique cómo separaría usted una mezcla de carbonato de calcio y sal de cocina? 11. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
BIBLIOGRAFÍA 1. Browm, T. L., Lemay, H. E. y Burstern, B. E. Química la Ciencia Central 7 edición, Prentice Hall Hispanoamericana S. A., 1998. 2. Handbook of Chemistry and Physics. C. D. S.: Press 74 th 1993-1994 3. Ebbing, D. Química General, 5 ta edición, Mc Graw Hill, 1997.
a
EXPERIMENTO No 3 PREPARACIÓN, TITULACIÓN Y DETERMINACIÓN DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES
OBJETIVOS: 1. Calcular la cantidad de sustancia necesaria para preparar soluciones de diferentes concentraciones. 2. Calcular el % (m/m, m/v y v/v), M, m, N y X de una solución conociendo la masa de soluto presente en una cantidad dada de solvente. 3. Utilizar la técnica de titulación, para valorar una solución de concentración desconocida utilizando una solución estándar. 4. Desarrollar destreza en el uso de la bureta y el instrumental adecuado en un proceso de titulación ácido - base. 5. Determinar la concentración de ácido acético contenido en una muestra de vinagre.
MATERIALES: Balanza
Matraz volumétrico 100 mL
Embudo corriente
Botella lavadora
Policial
Bureta 50 mL
Matraz erlenmeyer de 250 mL
Pipeta Serológica 10 mL
REACTIVOS: NaOH sólido
Solución estándar HCl 0,1 M
Fenolftaleína
Vinagre (cada grupo debe traer una botella)
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. 1999 Química. 6 a edición, Editorial Mc Graw Hill. Capítulo 12. 2. Seese, W. 1996 Química. 5 a edición, Editorial Prentice Hall Hispanoamericana, S.A., México.
TEORIA Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia que se disuelve y el solvente es la sustancia que disuelve. Una solución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación) o líquida (como el agua de mar). Cuando el solvente es el agua, la solución es conocida como disolución acuosa.
A.
Concentración de Soluciones La concentración de las soluciones puede expresarse en forma cualitativa o
cuantitativa. En la primera forma y dependiendo del grado en que el soluto esté disuelto tendremos soluciones saturadas, insaturadas y sobresaturadas. Una solución saturada es aquella que se encuentra en equilibrio dinámico con el soluto no disuelto; esto es, cuando la velocidad de disolución del soluto es igual a su velocidad de cristalización, a una temperatura específica. Una solución insaturada o no saturada contiene menos cantidad de soluto que el que puede disolver una solución saturada (en equilibrio) bajo las mismas condiciones. En ella la velocidad de disolución del soluto es mayor que la de su cristalización. Una solución sobresaturada, contiene más soluto disuelto que el que normalmente puede haber en una solución saturada (en equilibrio) bajo las mismas condiciones. Las soluciones sobresaturadas no son muy estables puesto que, con el tiempo, una parte del soluto se separa de la disolución sobresaturada en forma de cristales; este proceso es conocido como cristalización.
Por otra parte, el estudio cuantitativo de una disolución requiere que se conozca su concentración exacta; es decir, la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente. Para ello se hace uso de unidades como: porcentaje, molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar, entre otras.
1. Porcentaje (%) El porcentaje puede estar referido a la masa, al volumen o a ambos. Porcentaje referido a la masa =
masa del soluto x 100 masa de la solución
(la masa de la solución es igual a la masa del soluto más la masa del solvente).
Porcentaje referido al volumen =
volumen del soluto volumen de la solución
Porcentaje referido a la masa = masa del soluto y al volumen volumen de la solución
x 100
x 100
Ejemplo: El %, referido a la masa del cloruro de sodio, cuando se disuelven 19 g de esta sal en suficiente cantidad de agua para formar 175 g de solución es: % m/m = ( 19 g / 175 g ) x 100 = 10,9 %
2. La molaridad o concentración molar (M) Es la cantidad de moles de soluto por litro de solución, donde las moles de soluto (de un compuesto) son iguales a su masa en gramos dividida por su peso molecular gramo. Molaridad (M) =
moles de soluto = litros de solución
mol litros
Ejemplo: La molaridad de una solución acuosa de cloruro de sodio que contiene 2,5 g de la sal disueltos en 100 mL de solución es: M = 2,5 g NaCl x 1 mol NaCl x 100 ml 58,5g NaCl
1000 ml 1L
= 0,43 mol / L
3. La molalidad o concentración molal (m) Es la cantidad de moles de soluto por kilogramo de solvente. Molalidad (m) = moles de soluto = mol Kg de solvente Kg Ejemplo: La molalidad de una solución de cloruro de potasio que contiene 5 g de la sal disueltos en 200 g de agua es:
m=
5 g KCl 200 g
x
1 mol KCl 74,.5 g KCl
x
1000 g 1 Kg
= 0,34 mol / Kg
4. La normalidad (N) Es la cantidad de equivalentes de soluto por litro de solución. Normalidad (N) = equivalente de soluto = eq litro de solución L
La masa equivalente en gramos (un equivalente) del soluto depende de la forma en que participa un soluto en una reacción (como ácido, como base o como sal). Así tenemos que: Un equivalente de cualquier ácido = masa molar del soluto # de H+
Un equivalente de cualquier base = masa molar del soluto # de OH-
Un equivalente de cualquier sal =
masa molar del soluto # de carga + totales
Ejemplo: La normalidad de una solución acuosa de ácido fosfórico que contiene 75 g del ácido en 1,2 L de solución es: . 1 eq H3PO4 = (98 / 3) = 32,6 g N = 75 g H3PO4 x 1 eq H3PO4 = 1,92 eq/L 1,2 L solución 32,6 g H3PO4
5. La fracción molar (X) Es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de uno de los componentes de la solución con el número total de moles de todos los componentes de la solución. Su valor siempre es menor que 1
XA =
moles del componente A suma de moles de todos los componentes
Ejemplo: La fracción molar del soluto cuando 2,5 g de cloruro de sodio se disuelven en 100 g de agua es: XNaCl =
2,5 g NaCl (1 mol NaCl / 58,5 g) 2,5 g NaCl (1 mol NaCl / 58,5 g) + 100 g H2O (1 mol H2O / 18 g)
XNaCl = 0,0076
B.
Dilución de Soluciones El proceso de dilución, es el proceso de adición de solvente para reducir la
concentración de un soluto en solución. Cuando este proceso se realiza, la cantidad de soluto permanece inalterable variando sólo la del solvente. Por tal razón, el número de moles de soluto es la misma antes y después de efectuar el proceso. moles iniciales
= moles finales
(V x M ) iniciales =
( V x M ) finales
Ejemplo: El volumen de agua que se debe añadir a 25 ml de una solución de cloruro de potasio 2 M para hacerla 0,5 M es: (25 ml x 2M) = (V x 0,5 M) V = 100 ml 100 ml - 25 ml = 75 ml C.
Mezcla de Disoluciones Dos soluciones de diferentes concentraciones de una misma sal (A, por ejemplo)
pueden mezclarse para preparar una nueva solución de concentración intermedia. (V1 x M1)A + (V2 x M2)A = (Vf x Mf)A Ejemplo: La concentración de una solución de cloruro de sodio que se forma cuando 25 mL de una solución 2 M se mezcla con 15 mL de otra solución 0,25 M de la misma sal es:
( 25 mL x 2M)A + ( 15 mL x 0,25 M)A = (40 mL x M)A MA = 1,34 M D.
Titulación y Determinación de la Concentración de las Soluciones Cuando las sustancias no pueden pesarse con exactitud, se preparan soluciones de
las mismas y se procede a determinar su concentración mediante titulación con una solución estándar. Una solución estándar es una solución cuya concentración se conoce con exactitud. La misma se prepara disolviendo una muestra cuidadosamente pesada de la sustancia en suficiente agua para obtener un volumen conocido de solución.
La titulación es el procedimiento que se utiliza para determinar la concentración de una solución, empleando para ello una solución estándar. La solución estándar o solución titulante se añade cuidadosamente a un determinado volumen de la solución que se va a titular y se procede a determinar el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete. Por otra parte, la estandarización es el proceso por el cual se determina la concentración de una solución, midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad conocida de un estándar primario.
¿Cómo se sabe cuándo detener la titulación? Esto se logra añadiendo unas cuantas gotas de un indicador adecuado a la solución que se va a titular. Un indicador es una sustancia que puede existir en distintas formas y adopta colores diferentes dependiendo de la concentración de H+ en la solución. Es preciso que, por lo menos una de las formas del indicador empleado tenga color intenso para que pueda observarse el cambio de color.
El punto de equivalencia puede observarse cuando se titula una solución de concentración desconocida añadiendo solución estandarizada, gota a gota, mediante una bureta. El punto en el cual el indicador cambió de color y se detiene la titulación se llama punto final.
PROCEDIMIENTO: I PARTE
PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE CONCENTRACIÓN DESCONOCIDA.
1. Coloque 4 - 6 lentejas de hidróxido de sodio en un vaso químico de 100 mL. El NaOH es cáustico e higroscópico por lo que debe ser manipulado con la ayuda de una espátula y en forma rápida. 2. Añada 40 mL de agua al vaso químico que contiene el hidróxido de sodio y agite hasta disolver. 3. Transfiera el contenido del vaso químico a un matraz volumétrico de 100 mL, según las indicaciones de su profesor. 4. Adicione 5 mL de agua al vaso químico para lavar cualquier residuo de NaOH que hubiese quedado. Adiciónelo al matraz. 5. Repita el punto anterior unas veces más de ser necesario. 6. Adicione agua al matraz hasta la marca de aforo. Agite para homogeneizar la solución, luego rotúlela.
II PARTE
DETERMINACIÓN
DE
LA
CONCENTRACIÓN
DE
UNA
SOLUCIÓN DESCONOCIDA MEDIANTE TITULACIÓN. 1. Tome una alícuota de 10 mL del estándar de HCl 0,1 M proporcionado por su profesor y colóquela en un matraz erlenmeyer de 250 mL, añádale 3 gotas del indicador fenolftaleína. 2. Proceda a llenar una bureta de 50 mL con la solución de NaOH que usted preparó, de acuerdo a las indicaciones del profesor. Evite el contacto físico con la solución. 3. Asegúrese de eliminar las burbujas y anote el volumen inicial de la bureta en la tabla N° 1. 4. Proceda a titular la solución estándar de HCl 0,1 M con la solución de NaOH, agregando gota a gota NaOH sobre la solución de HCl hasta que ésta última presente el cambio de color indicado. 5. Anote el volumen final de la solución de NaOH en la bureta en la tabla N° 1. 6. Repita todo el procedimiento con otra muestra de 10 ml del estándar de HCl 0,1 M.
RESULTADOS: Tabla N°1
Titulación de NaOH
1
Volumen de HCl 0,1 M (Va)
2
Lectura final de la bureta
3
Lectura inicial de la bureta
4
Volumen de NaOH utilizado (Vb)
Muestra 1
Muestra 2
10 mL
10 mL
CALCULOS: Titulación de NaOH 1
Volumen promedio de NaOH utilizado
2
Molaridad de NaOH (mol/litro)
III PARTE
DETERMINACIÓN
DE
LA
CONCENTRACIÓN
DE
ÁCIDO
ACÉTICO PRESENTE EN UNA MUESTRA DE VINAGRE. 1. Utilice exactamente el mismo procedimiento de la segunda parte, empleando 5 mL de vinagre, en lugar de los 10 mL de la solución de HCl 0,1 M. Anote sus resultados en la tabla N° 2
RESULTADOS: Tabla N° 2
Titulación de Vinagre
1
Volumen de vinagre utilizado (Va)
2
Lectura final de la bureta
3
Lectura inicial de la bureta (Vi)
4
Volumen de NaOH utilizado (Vb)
(Vf)
Muestra 1
Muestra 2
5 mL
5 mL
CÁLCULOS: Titulación de Vinagre 1
Volumen promedio de NaOH utilizado.
2
Molaridad del vinagre (mol/litro)
3
Gramos de ácido acético
4
Porcentaje en peso de ácido acético presente en el vinagre
Nota: la densidad del vinagre (solución de ácido acético) se puede tomar como igual a 1.01 g/mL.
CUESTIONARIO: 1. Mencione tres campos en los cuales los procedimientos de titulación puede tener aplicación práctica, Explique. 2. Mencione tres razones por las cuales el conocimiento de las formas de expresar y calcular la concentración de soluciones es importante para el curso de Química General. 3. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
PRÁCTICA: 1. Si 15 g de cloruro de potasio se disuelve en suficiente cantidad de agua para preparar 500 ml de una solución cuya densidad es 1,032 g/ml, determine: a) M de la solución b) m de la solución c) % m/m d) % m/v e) X de los componentes. 2. Determine el volumen en ml de ácido nítrico (d= 1,11 g/ml y 19 % puro en peso) que puede prepararse diluyendo con agua 50 ml del ácido nítrico concentrado (d= 1,42 g/ml y 69,8 % puro en peso).
3. ¿Qué volumen de solución de ácido clorhídrico 0,5 M y 0,1 M deben mezclarse para obtener 2 L de una solución 0,3 M del ácido?. 4. Calcule la molaridad de una solución acuosa de nitrato cúprico 35% m/m, si la densidad de la solución es 1,21 g/ml. 5. ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 0,5 M se puede preparar a partir de 25 ml de un ácido sulfúrico concentrado (d= 1,18 g/ml y 98 % puro en peso) 6. ¿Qué se entiende por parte por millón (ppm) y de un ejemplo?
BIBLIOGRAFIA: 1. Chang, R. 1999 Química. 6a edición, Editorial Mc Graw Hill. Capítulo 12. 2. Whitten, K. W. 1998 Química General. 5ta edición, Editorial Mc Graw Hill.
SISTEMA UTILIZADO PARA TITULACIÓN
EXPERIMENTO No 4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y LA TABLA PERIÓDICA
OBJETIVOS: 1. Determinar el conjunto de números cuánticos posibles en un nivel de energía. 2. Escribir la configuración electrónica total y parcial incluyendo el diagrama de orbitales para el estado fundamental de un elemento, utilizando el principio de Aufbau. 3. Identificar los electrones de valencia presentes en un elemento dado. 4. Localizar en una tabla periódica los metales alcalinos, alcalinotérreos, gases nobles, metales de transición, de transición interna, actínidos, bloques s, p, d y f 5. Observar la relación que existe entre la estructura de la tabla periódica y la configuración electrónica de los átomos.
MATERIALES: Tabla Periódica
REACTIVO: Ninguno
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. Química, 6 ta edición, Editorial Mc Graw Hill, 1999, pág. 46 – 47 y 261-263. 2. Brow, T. L., Lemay, H. E. y Bursten, B.RE. Química la Ciencia Central, 7 a edición, Editorial Prentice Hall Hispanoamericana S. A. 1998, pág.195 – 215.
TEORÍA
La solución completa a la ecuación de Schrodinger para el átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda con sus correspondientes energías. funciones de ondas se denominan orbitales.
Estas
Cada orbital describe una distribución
específica de densidad electrónica en el espacio. El modelo de Bohr introdujo un solo número cuántico, n, para describir una órbita, mientras que, el modelo de la mecánica cuántica emplea tres números cuánticos, n, l y ml, para describir un orbital. Así, el número cuántico principal, n, define el nivel principal de energía o capa electrónica y puede tener valores enteros de 1,2,3, etc. Al aumentar n, el orbital se hace más grande. Un aumento en n implica que el electrón tiene mayor energía y por lo tanto, estará unido al núcleo con menos firmeza. El segundo número cuántico l (número cuántico azimutal), puede tener valores enteros desde 0 hasta n-1 para cada valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital y generalmente se designa con las letras s, p, d, y f, que corresponde a los valores de l de 0, 1, 2, y 3 respectivamente. El número cuántico magnético, ml, puede tener valores enteros entre l y –l incluyendo cero. Este número describe la orientación del orbital en el espacio. Un cuarto número cuántico, el número cuántico de espín electrónico, que se denota como ms y cuyos valores permitidos son + ½ y – ½, expresa las dos direcciones opuestas en las que gira el electrón. El conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y l se llama subcapa. Cada subcapa se designa con un número cuántico (el valor de n) y una letra (s, p, d, o f, que corresponde al valor de l). Por ejemplo, los orbitales que tienen n = 3 y l = 1 se denominan orbitales 3 p y están en la subcapa 3p. La siguiente tabla muestra la relación entre los valores de n, l, y ml hasta n = 3
Tabla No 1 Posibles
Designación
Posibles
Número de
n valores de l de subcapa valores de ml orbitales en la subcapa 1
0
1s
0
1
2
0
2s
0
1
1
2p
1, 0, -1
3
0
3s
0
1
1
3p
1, 0, -1
3
2
3d
2, 1, 0. -1, -2
5
3
Número de orbitales en la capa 1
4
9
De esta tabla se resumen las siguientes observaciones: la capa con número cuántico principal n consiste en exactamente n subcapas. Cada subcapa corresponde a un valor permitido distinto de l.
Cada orbital corresponde a un valor permitido de ml distinto.
Para un valor dado de l hay (2l + 1) valores permitidos de ml. El número total de orbitales que hay en una capa es n2 y el número máximo de electrones por orbital es de dos. Por lo tanto, para un orbital dado, los valores de n, l y ml son fijos y la única forma de colocar dos electrones en el mismo orbital es que sus espines sean contrarios.
El principio de
exclusión de Pauli, dice que en un átomo no puede haber dos electrones que tengan el mismo conjunto de cuatro números cuánticos.
La forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo es su configuración electrónica. Los orbitales se llenan en orden de energía creciente. Por ejemplo en el átomo de Li que tiene tres electrones (Z = 3), el orbital 1s puede alojar a dos de los electrones. El tercero se colocará en el orbital con la siguiente energía más baja, el 2s. También podemos mostrar la disposición de los electrones así:
Li
1s
2s
En este tipo de representación, que llamaremos diagrama de orbitales, cada orbital se representa con un cuadrito y cada electrón con una flecha. Una flecha que apunta hacia arriba representa un electrón con un número cuántico de espín positivo ( ms = + ½), y una flecha hacia abajo representa un electrón con un número cuántico de espín negativo ( ms = ½). La tabla No 2 ilustra lo anterior. Tabla No 2 Elemento
Total de electrones
Diagrama de orbitales 1s
2s
Configuración electrónica 2p
Li
3
1s2 2s1
Be
4
1s2 2s2
B
5
1s2 2s2 2p1
C
6
1s2 2s2 2p2
N
7
1s2 2s2 2p3
O
8
1s2 2s2 2p4
F
9
1s2 2s2 2p5
Ne
10
1s2 2s2 2p6
En el caso del carbono, observamos que el sexto electrón no se coloca en el mismo orbital p sino en el próximo orbital p vacío. Esto es posible porque de acuerdo a la regla de Hund cuando se asignan electrones a los átomos y hay varios orbitales disponibles del mismo tipo, se coloca un solo electrón en cada orbital antes de permitir el apareamiento de electrones. El Na cuya configuración (1s2 2s2 2p6 3s1) puede ser abreviada como Ne 3s1 marca el inicio del tercer periodo.
Al escribir la configuración de esta forma podemos
concentrar nuestra atención en los electrones externos. Ellos son los que determinan el comportamiento químico de un elemento. Por ejemplo, las configuraciones electrónicas del Li y del Na son 1s2 2s1 y 1s2 2s2 2p6 3s1 respectivamente. En ella observamos que en su última capa existe 1 electrón, debido a esto, sus comportamientos químicos son muy parecidos. Es común referirse a los electrones de la capa externa como electrones de valencia, mientras que a los electrones de las capas internas los conoceremos como electrones internos. En la tabla periódica, los elementos que tienen el mismo patrón de configuración de los electrones de valencia están dispuestos en columnas (alcalinos, etc.).
Es fácil escribir la configuración electrónica de un elemento con base a su posición en la tabla periódica, este patrón se establece basándose en el principio de Aufbau (que significa construcción), el cual establece que cuando los protones se agregan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos. La figura 1 ilustra el orden de llenado de los orbitales atómicos en los átomos polielectrónicos.
1s 2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
En algunos elementos (cromo y cobre) observamos una aparente violación a las reglas que hemos establecido con anterioridad.
Este comportamiento anómalo es en gran
medida una consecuencia de orbitales que están tan próximos energéticamente (3d y 4s). Sus energías relativas ocasionalmente pueden variar el orden de Aufbau.
Como se verá después, el conocimiento de las configuraciones electrónicas ayuda a entender y a predecir las propiedades de los elementos, y de igual modo explica porqué la tabla periódica funciona tan bien.
PROCEDIMIENTO: I PARTE.
NÚMEROS CUÁNTICOS
1. Determine para n = 4, el conjunto de números cuánticos posibles. 2. Desarrolle el conjunto de números cuánticos para los electrones del subcapa 4d.
II PARTE.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
1. Utilizando el orden de Aufbau escriba la configuración electrónica para un átomo cuyo número atómico es 16. 2. Escriba la configuración electrónica total y abreviada incluyendo el diagrama de orbitales para el estado fundamental del 17Cl - y del
2 5 Mn
2+
3. Usando diagramas de orbitales, represente la configuración electrónica del átomo de nitrógeno ( Z = 7) Aplique el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund 4. Usando diagramas de orbitales, represente la configuración electrónica del nivel de valencia para los siguientes elementos:
15 P
3-
y
1 2 Mg
2+
5. Escriba la configuración electrónica abreviada para el átomo de yodo 6. Indique el número de electrones de valencia que hay en el calcio, hierro, plata, plomo y antimonio
III PARTE
ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIODICA
1. Identifique en una tabla periódica los periodos y
grupos o familias.
¿Cómo se
numeran? 2. Ubique los elementos que integran los bloques s, p d y f, como los correspondientes a los metales representativos, a los de transición y a los de transición interna. ¿Diga cuántos electrones pueden ser albergados por los orbitales s, p d y f? 3. Identifique el grupo de elementos que integran los metales alcalinos, alcalinotérreos, la familia del boro, la del carbono, la del nitrógeno, la del oxígeno, los halógenos y los gases nobles. Observe la configuración electrónica de los elementos que integran cada uno de estos grupos o familias. ¿Qué tienen en común? ¿A qué conclusión podemos llegar sobre su comportamiento? 4. Observe la configuración electrónica de los elementos que forman cada uno de los grupos de los metales de transición. ¿Qué tienen en común? ¿A qué conclusión podemos llegar sobre su comportamiento? 5. De acuerdo con la relación que existe entre la estructura de la tabla periódica y la configuración electrónica de los átomos, ¿Cuántos elementos hay en el tercer, cuarto y quinto periodo? 6. Los números atómicos del fósforo y el calcio son 15 y 20 respectivamente. Diga a qué grupo y período de la tabla periódica pertenecen. 7. Cierto elemento tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2
Diga a qué periodo y grupo pertenece. ¿Cuántos electrones de valencia
tiene? Identifique al elemento.
CUESTIONARIO: 1. Explique por qué dos electrones localizados en un mismo orbital, no pueden tener los mismos números cuánticos. 2. Explique por qué en la capa de valencia la configuración correspondiente al átomo de plata es 5s1, 4d10 en lugar de 5s2, 4d9 3. Explique por qué la configuración del nitrógeno es más estable que la del oxígeno. 4. Explique por qué los gases nobles son químicamente inertes. 5. ¿Por qué se esperaría que los elementos cinc, cadmio y mercurio estén en el mismo grupo? 6. Explique qué tienen en común la serie de elementos que van del 90 al 103 conocidos como actínidos. 7. ¿Cuántas subcapas presentan los metales de transición? 8. ¿Por qué los electrones de valencia del calcio y el potasio residen en el orbital 4s en lugar del 3d? 9. Mencione cinco similitudes entre los elementos del grupo I A
BIBLIOGRAFÍA 1. Chang, R Química, 6 ta edición, Editorial Mc Graw Hill, 1999, capítulo. 7. 2. Miller / Augustine. Química Básica, versión autorizada en español de la obra en inglés Basic Chemistry, 1978, capítulo 11. 3. Whitten, K.W., Davis, R. E. y Peck, M. L Química General, 5 ta edición, Editorial Mc Graw Hill, 1998, capítulo 5.
EXPERIMENTO No 5 PROPIEDADES PERIÓDICAS
OBJETIVOS: 1. Ilustrar la periodicidad de algunos elementos representativos usando sus propiedades físicas y químicas. 2. Explicar cómo es posible predecir las propiedades de un elemento nuevo utilizando la tabla periódica.
MATERIALES: Crisol de porcelana
Mechero Bunsen
Balanza
Tenaza de bronce
Cápsula de porcelana
Papel toalla
Triángulo de arcilla
Trípode
Gotero
Papel tornasol rojo y azul
Tubos de ensayo 13 x 100 mm
Cilindro graduado de 25 mL
Vidrio reloj
Frasco de boca ancha (diámetro=3.5 pulg)
Cuchara de combustión
Espátula
REACTIVOS: Sodio metálico
Cinta de magnesio
Oxido de calcio
Cinta de aluminio
Trozos pequeños de carbón vegetal
Solución de KI 0,1 M
HCl 6 M
Solución saturada de yodo
Cloroformo
Agua de cloro
Láminas de Sn, Pb y Sr
Cloruro de amonio
N2O5
P2O5
NaOH 6 M
Azufre
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. Química, 6ta edición, Editorial Mc Graw Hill, 1999, capítulo 8
TEORÍA La tabla periódica es la herramienta de trabajo más importante que tienen los químicos.
Surge de la repetición periódica de la configuración electrónica de los
elementos.
Los elementos de una misma columna contienen el mismo número de
electrones en sus orbitales de capa externa, esta particularidad da lugar a similitudes en sus propiedades.
Sin embargo, es evidente que estos también exhiben diferencias.
La
configuración electrónica nos ayuda a explicar tanto diferencias como similitudes. Al estudiar la tabla periódica, observaremos que las propiedades de los elementos cambian conforme nos movemos hacia la derecha en una fila y en menor grado hacia abajo en una columna (ejemplo la reactividad). Esta idea de relacionar la similitud de las propiedades con la similitud de la estructura, es la base de la ley periódica que establece que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos, y constituye la base organizativa de la actual tabla periódica.
En la naturaleza, a excepción de los gases nobles, ningún elemento existe como átomos individuales. Debemos examinar las tendencias periódicas en los conjuntos de grupos, para entender mejor sus propiedades. Una tendencia periódica fundamental es la división de los elementos en las categorías de metales, no metales y metaloides. Aproximadamente tres cuartas partes de los elementos son metales, los cuales están situados en las porciones izquierda y media de la tabla. Los no metales se encuentran en la esquina superior derecha y los metaloides entre los metales y los no metales. Cabe señalar que el hidrógeno, que se encuentra en la esquina superior izquierda, es un no metal. Es por esta razón que lo separamos del resto de los elementos del grupo 1 A. La tabla No 1 muestra las propiedades características de los metales y no metales.
Tabla No 1 Metales
Tienen un lustre brillante; diversos colores,
No metales
No tienen lustre; diversos colores.
pero casi todos son plateados. Los sólidos son maleables y dúctiles.
Los
sólidos
suelen
ser
quebradizos; algunos duros y otros blandos. Buenos conductores del calor y la electricidad.
Malos conductores del calor y la electricidad.
Casi todos los óxidos metálicos son sólidos
La mayor parte de los óxidos no
iónicos, que forman soluciones básicos
metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas.
Tienden a formar cationes en solución acuosa
Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa.
Mientras más acentuadas sean las propiedades físicas y químicas de los metales, mayor será su carácter metálico. De forma similar podemos hablar del carácter no metálico de un elemento. El carácter metálico generalmente aumenta conforme bajamos por una columna de la tabla periódica y disminuye conforme avanzamos de izquierda a derecha en una fila. Los metaloides tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales.
Los elementos de un grupo no sólo poseen similitudes generales, sino que también muestran tendencias conforme nos desplazamos dentro de un grupo o de un grupo a otro. Los metales alcalinos tienen propiedades metálicas características:
poseen baja densidad
y bajo punto de fusión, y estas propiedades varían de forma regular al aumentar el número atómico. Tienen energía de ionización baja, lo que refleja la relativa facilidad con que se le
puede quitar su electrón s exterior. En consecuencia, los metales alcalinos son muy reactivos y pierden fácilmente un electrón para formar iones con carga 1 +.
Al igual que los metales alcalinos, todos los metales alcalinotérreos tienen propiedades metálicas típicas. En comparación con los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos son más duros y más densos, y funden a temperaturas más altas. Las energías de la primera ionización de los metales alcalinotérreos son más bajas, pero no tan bajas como la de los metales alcalinos. En consecuencia, son menos reactivos que sus vecinos alcalinos por lo que tienden a perder sus dos electrones de valencia para formar iones 2 +.
En el caso del grupo 3 A el primer miembro, el boro, es un metaloide; el resto son metales. Al moverse hacia abajo del grupo, se encuentra que los iones monopositivos son más estables que los iones 3+. Estos elementos también forman muchos compuestos moleculares.
Dentro del grupo 4 A, el carbono (primer miembro) es un no metal. Sin embargo, los siguientes dos miembros (silicio y germanio) son metaloides y los restantes dos miembros (estaño y plomo) son metales. Los elementos metálicos de este grupo no reaccionan con agua pero sí reaccionan con ácidos para liberar hidrógeno gaseoso. Forman iones 4 + y 2+.
En el grupo 5 A, el nitrógeno y el fósforo son no metales, el arsénico y el antimonio son metaloides y el bismuto es un metal. Así, es posible esperar una mayor variedad en las propiedades dentro del grupo.
Los tres primeros miembros del grupo 6 A (oxígeno, azufre y selenio) son no metales, y los dos últimos (telurio y polonio) son metaloides. Los elementos del grupo 7 A se conocen como halógenos (formadores de sales) y existen como moléculas diatómicas. El astato, que es extremadamente raro y radioactivo,
se omite porque muchas de sus propiedades todavía no se conocen.
Para todos los
halógenos sus puntos de fusión y de ebullición aumentan con el incremento del número atómico. El flúor y el cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido.
Los elementos del grupo 8 A, conocidos como gases nobles, son no metales y son gases a temperatura ambiente, se caracterizan por tener las subcapas s y p totalmente llenas, por lo que poseen configuraciones electrónicas muy estables que los hace poco reactivos.
La tabla periódica jugó un importante papel en el descubrimiento de los elementos, pues mostró a los investigadores dónde se debían esperar los elementos no descubiertos y les dio a ellos una forma de predicción de sus propiedades físicas y químicas. Todavía puede utilizarse para este propósito. En la actualidad se ha predicho las propiedades de los elementos 113 y 114; se espera que estos elementos sean pocos estables.
PROCEDIMIENTO: I PARTE.
METALES ALCALINOS.
1. Tome un pedazo de sodio metálico con una tenaza. Séquelo con un papel toalla. Colóquelo dentro de un crisol limpio y seco. Precaución: NO PONGA EL SODIO EN CONTACTO CON EL AGUA. 2. Caliente suavemente sobre un triángulo de porcelana el fondo del crisol, hasta que todo el sodio haya fundido. 3. Luego, caliente fuertemente el crisol hasta que aparezca un polvo blanco (Na2O2), señal de que todo el sodio ha reaccionado. 4. Cuando el crisol se ha enfriado, agregue 5 gotas de agua. Agite. Verifique el pH de la solución con papel tornasol rojo. ¿Qué observa? Anote sus observaciones.
II PARTE.
METALES ALCALINOTÉRREOS.
1. Caliente hasta ignición un pedazo de cinta de magnesio previamente lijada. Recoja las cenizas (MgO) en una cápsula de porcelana. 2. Añada al residuo 5 gotas de agua. Agite. Verifique el pH de la solución con papel tornasol rojo. ¿Qué observa? Anote sus observaciones. 3. Coloque dentro de un tubo de ensayo 13 x 100 mm una porción de CaO. Añádale 5 mL de agua. Verifique el pH de la solución con papel tornasol rojo. ¿Qué observa? Anote sus observaciones. 4. Coloque dentro de dos tubos de ensayo 13 x 100 mm 5 mL de HCl 6M. Al primero añádale un pedazo de cinta de magnesio previamente lijada y al segundo una de estroncio previamente lijada. ¿Qué observa? Anote sus observaciones. 5. Coloque dentro de dos tubos de ensayo 13 x 100 mm 5 mL de NaOH 6M. Al primero añádale un pedazo de cinta de magnesio previamente lijada y al segundo una de estroncio previamente lijada. ¿Qué observa? Anote sus observaciones.
III PARTE. FAMILIA DEL ALUMINIO. 1. Caliente un pedazo de cinta de aluminio previamente lijada. 2. Coloque dentro de un tubo de ensayo 13 x 100 mm 5 mL de HCl 6M. Añádale un pedazo de cinta de aluminio previamente lijada. ¿Qué observa?
Anote sus
observaciones. 3. Coloque dentro de un tubo de ensayo 13 x 100 mm 5 mL de NaOH 6M. Añádale un pedazo de cinta de aluminio previamente lijada. ¿Qué observa?
Anote sus
observaciones.
IV PARTE. FAMILIA DEL CARBONO. 1. Coloque dentro de dos tubos de ensayo 13 x 100 mm 5 mL de HCl 6M. Añádale al primero una cinta de estaño y al segundo una de plomo. ¿Qué observa? Anote sus observaciones. 2. Coloque dentro de un frasco de boca ancha 10 mL de agua. Agréguele la mitad de una cinta de papel indicador azul. Tápelo con un vidrio reloj. 3. Caliente un trozo pequeño de carbón con la ayuda de una cuchara de combustión o una tenaza.
4. Cuando el carbón este encendido, introdúzcalo dentro del frasco de boca ancha. Tape rápidamente el frasco. 5. Agite el frasco y su contenido.
Observe el papel tornasol azul.
Anote sus
observaciones.
V PARTE.
FAMILIA DEL NITRÓGENO.
1. Coloque 0,3 g de cloruro de amonio dentro de un tubo de ensayo 13 x 100 mm. Caliéntelo suavemente. ¿Qué observa? Anote sus observaciones. 2. Coloque dentro de dos tubos de ensayo 13 x 100 mm 5 mL de agua. Al primero añádale 0,3 g de N2O5 y al segundo 0,3 g de P2O5. Agite. Con un pedazo de cinta de papel indicador azul mida el pH de cada tubo. ¿Qué observa?
Anote sus
observaciones.
VI PARTE. FAMILIA DEL AZUFRE. (Realizarla dentro de la cámara de extracción). 1. Agregue 0,3 g de azufre en polvo dentro de un tubo de ensayo 13 x 100 mm. Caliéntelo suavemente. ¿Qué observa? Anote sus observaciones
VII PARTE. FAMILIA DE LOS HALÓGENOS. 1. Coloque dentro de un tubo de ensayo 13 x 100 mm, 5 mL de agua de cloro. Observe el color. Anote sus comentarios. (patrón 1) 2. Coloque dentro de otro tubo de ensayo 13 x 100 mm, 5 mL de una solución saturada de yodo. Observe el color. Anote sus comentarios. (patrón 2) 3. Añada a cada tubo de ensayo 2 mL de cloroformo. Agite y observe el color de la capa de cloroformo. No descarte el contenido de los tubos. 4. Coloque dentro de otro tubo de ensayo 13 x 100 mm, 5 mL de una solución yoduro de potasio. Añádale 2 mL de cloroformo. Agite. Observe el color de la capa de cloroformo. Compárelo con el color de la capa de cloroformo del patrón 2. Anote sus comentarios. Añádale 2 mL de agua de cloro Observe nuevamente el color de la capa de cloroformo.
Compárelo con el color de la capa de cloroformo del
patrón 1. Anote sus comentarios
VIII PARTE. PREDICCIÓN DE PROPIEDADES. 1. Prediga tres propiedades físicas o químicas para el elemento francio (Z = 87) 2. Prediga tres propiedades físicas o químicas para el elemento 114.
CUESTIONARIO 1. Explique por qué en la I parte, el papel tornasol cambió de rojo a azul. 2. En la segunda parte, qué puede usted decir en cuanto a la reactividad del MgO y del CaO con respecto al agua. 3. ¿Cómo varía la reactividad de los óxidos de los elementos de los metales alcalinotérreos con el aumento del número atómico? 4. En la segunda parte, qué puede usted decir en cuanto a la reactividad de la cinta de magnesio y de estroncio con respecto al HCl. 5. ¿Cómo compararía usted la reactividad del sodio, magnesio y aluminio frente al oxígeno? 6. En la cuarta parte, ¿cómo compararía usted la reactividad del estaño y del plomo frente al HCl? 7. ¿Por qué el papel tornasol azul cambió a rojo en la prueba con el trozo de carbono? 8. ¿Qué le sucedió al cloruro de amonio cuando se calentó? 9. ¿Qué clase de sustancia forman los óxidos formados con los elementos de la familia del nitrógeno con agua? 10. ¿Qué clase de compuestos forma el azufre cuando es calentado? 11. ¿A qué conclusiones llegó usted, después de realizada la séptima parte? Explique. 12. Mencione cinco propiedades de los elementos que integran las familias de los elementos estudiados. 13. Mencione algunos elementos que formarían óxidos correspondientes a las fórmulas M2O3 , M2O MO2 cuando reaccionan con el oxígeno. 14. De acuerdo a la coloración observada en la capa de cloroformo a qué conclusiones llega usted sobre la reactividad del yodo y cloro.
15. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
BIBLIOGRAFÍA: 1. Chang, R. Química, 6ta edición, Editorial McGraw - Hill, 1999, capítulo 8 2. Pimentel, D. Química Experimental y Deducción, Edición Latinoamericana, Editorial Norma, 1972, capítulo 6. 3. Choppin, R. G. Química, Publicaciones Culturales S. A., capítulo 23-24.
EXPERIMENTO No 6 ENLACE QUÍMICO
OBJETIVOS: 1. Dibujar los símbolos de punto de Lewis para átomos e iones utilizando los electrones de la capa de valencia. 2. Dibujar estructuras de Lewis para compuestos covalentes utilizando los electrones de la capa de valencia. 3. Inferir el tipo de enlace de las sustancias, mediante el conocimiento de sus propiedades.
MATERIALES: Vidrio reloj
Termómetro
Tubos de ensayo 13 x 100 mm con rosca
Capilares
Aparato de conductividad
Vaso químico de 100 mL
Cilindro graduado de 25 mL
Tabla Periódica
Mechero de bunsen
Vaso químico de 250 mL
REACTIVOS: Acetato de sodio
Acetona o éter
Naftaleno
Ácido benzoico
Agua
Aceite mineral
Cloroformo
Ácido sulfúrico 6M
Sulfato de sodio
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. Química, 6ta edición, Editorial McGraw - Hill, 1999, capítulo 9.
TEORÍA Cuando dos átomos se aproximan entre sí, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tienden a unir a los átomos, otras a separarlos. En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles, las fuerzas de atracción superan las fuerzas repulsivas, dando lugar a la formación de un enlace.
Cuando la mayoría de los átomos se combinan, sus niveles electrónicos más externos tienden a compartir, ganar o perder electrones hasta que el número total de electrones sea igual a ocho. Esto es así, en un intento de parear todos los electrones ya que la regla del octeto dice: que los átomos interaccionan para modificar el número de electrones en sus niveles electrónicos externos en un intento de lograr una estructura electrónica similar a la de un gas noble. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto sus regiones más externas (electrones de valencia). Para distinguir a los electrones de valencia y asegurarse que el número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia en un átomo de un elemento. 2
2
6
2
Por ejemplo aunque el azufre tiene la
4
configuración electrónica 1s 2s 2p 3s 3p ; su símbolo de Lewis muestra sólo seis electrones de valencia
S
Observe que los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado es equivalente y puede dar cabida a dos electrones
como máximo. La tabla No 1 muestra el símbolo de Lewis para algunos elementos del segundo periodo. Tabla No 1 Elemento
Configuración electrónica
Símbolo de Lewis
1
Li
( He ) 2s
Be
( He ) 2s2
B
( He ) 2s2 2p1
C
( He ) 2s2 2p2
Li . .
Be . . . B . . . C . .
Al estudiar la tabla periódica vimos que los átomos de los elementos que tienen bajas energía de ionización tienden a formar cationes, en tanto que los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. Un enlace iónico es la unión formada con base a la fuerza electrostática que existe entre los iones de carga opuesta Considérese, por ejemplo, la reacción entre el litio y flúor para formar fluoruro de litio. La configuración electrónica del litio es 1s2 2s1 y la del flúor es 1s2 2s2 2p5. Cuando estos átomos entran en contacto, el electrón de valencia 2s1 del litio se transfiere al átomo de flúor generándose un catión (litio) y un anión (fluoruro). La reacción se representa como:
. Li +
:F .
Li + : F :
1s2 2s1
1s2 2s2 2p5
-
1s2
1s2 2s2 2p6
Este tipo de enlace se lleva a cabo a través de dos etapas. En la primera ocurre la formación de los iones Li
+
y F –.
Los iones formados adquieren la configuración
electrónica de gas noble, por lo tanto, se convierten en sus especies isoelectrónicas. En consecuencia, el ión Li + es isoelectrónico con el He y el F – con el Ne. En la segunda los
iones separados se enlazan para formar la unidad LiF y el compuesto resultante es iónico, pero eléctricamente neutro.
Otra forma en que los átomos adquieren configuración de gas noble es compartiendo electrones. Este tipo de apareamiento de electrones es conocido como enlace covalente, en él dos electrones son compartidos por dos átomos. Para representar esta clase de enlace, se utilizan las estructuras de Lewis que son la representación de un enlace covalente, en donde el par de electrones compartidos se indica como líneas o pares de puntos entre dos átomos y los pares libres (pares de electrones de valencia que no participan en la formación del enlace) se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En una estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia. La molécula de flúor es un ejemplo: ..
..
:F – F : ..
..
Los átomos pueden formar distintos tipos de enlace covalentes. En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble (CO2 y C2H2) si comparten tres pares el enlace será triple (N2 y C2H2). Al dibujar estructuras de Lewis de un compuesto covalente es conveniente considerar los siguientes pasos: 1. Sume los electrones de valencia de todos los átomos. En el caso de un anión, sume un electrón al total por cada carga negativa. En el caso de un catión, reste un electrón por cada carga positiva. 2. Escriba los símbolos de los átomos para indicar cuáles átomos están unidos entre sí. 3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean.
4. Complete los octetos de los átomos unidos al átomo central. (Recuerde que el hidrógeno sólo puede tener dos electrones). 5. Coloque los electrones que sobren en el átomo central, incluso si ello da lugar a más de un octeto. 6. Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, pruebe con enlaces múltiples. Ejemplo: Dibuje la estructura de Lewis para el PCl3. El fósforo (grupo 5 A) tiene 5 electrones de valencia, y cada cloro (grupo 7 A) tiene siete. El número total de electrones de capa de valencia es 5 + (3 x 7) = 26 ..
..
..
: Cl – P – Cl : ..
..
: Cl : ..
En una molécula donde los dos átomos son idénticos, se espera que los electrones se compartan en forma equitativa; es decir, que los electrones pasen el mismo tiempo en la vecindad de cada átomo (ejemplo el H2). Sin embargo, en el enlace covalente de una molécula de átomos distintos, los electrones no se comparten de igual forma. El enlace se denomina enlace covalente polar, (enlace polar) porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro. Este compartimiento desigual del par electrónico de enlace ocasiona que haya una densidad electrónica más cerca de un átomo que del otro. El enlace del HF y otros enlaces polares pueden imaginarse como intermedio entre un enlace covalente (no polar), en el cual los electrones se comparten en forma equitativa, y un enlace iónico, en el cual la transferencia de electrones es casi completa.
Una propiedad que ayuda a distinguir el enlace no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad, es decir, la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Aunque no hay una distinción tajante entre un enlace polar y un enlace iónico, la siguiente regla ayuda a distinguirlos. Un enlace iónico se
forma cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos enlazados es de 2.0 ó más.
Los compuestos tienen propiedades físicas que pueden ser asociadas con el tipo de enlace.
Estas propiedades pueden ser utilizadas para deducir el tipo de enlace que
caracteriza a una sustancia química en particular. A continuación presentamos algunas de ellas. Compuestos iónicos
Compuestos Covalentes
1. Son sólidos con altos puntos de fusión (> 400 oC)
1. Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión (< 300 oC)
2. Solubles en solventes polares como el agua.
2. Son insolubles en solventes polares como el agua.
3. Son insolubles en disolventes
no polares 3. Son solubles en disolventes no
como el hexano, C6H14 4. Sus compuestos fundidos conducen la electricidad (contienen iones) 5. Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad.
polares como el hexano. 4. Los compuestos líquidos y fundidos no conducen la electricidad 5. Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad.
PROCEDIMIENTO: I PARTE.
DETERMINACIÓN DEL TIPO DE ENLACE MEDIANTE SUS PROPIEDADES.
A- Volatilidad. 1. Coloque dentro de un tubo de ensayo 13 x 100 mm con rosca, un ml de acetona o éter. Tápelo. Observe el anillo de condensación. Anote su comentario. 2. Coloque en otro tubo de ensayo 13 x 100 mm con rosca, un ml de agua o H2SO4 6 M. Tápelo. Observe y compare. Anote su comentario.
B- Solubilidad. 1. Tome dos tubos de ensayo 13 x 100 mm limpios y secos. Coloque en cada uno 5 mL de agua. Al primero añádale unos cristales de acetato de sodio y al segundo
unos cristales de naftaleno. Agite ambos tubos. ¿Qué observa?
Anote sus
observaciones.
2. Tome dos tubos de ensayo 13 x 100 mm limpios y secos. Coloque en cada uno 5 mL de cloroformo. Al primero añádale unos cristales de acetato de sodio, al segundo unos cristales de naftaleno. Agite ambos tubos. ¿Qué observa? Anote sus observaciones.
C. Punto de Fusión. 1. Utilizando una liga, sostenga sobre un termómetro un capilar con cristales de ácido benzoico y otro con sulfato de sodio según las instrucciones de su profesor. 2. Introduzca el bulbo del termómetro en un baño de aceite mineral sin que la liga que sostiene a los capilares entre en contacto con el aceite. (el bulbo no debe tocar el fondo del baño). 3. Caliente hasta que una de las muestras funda. Anote esta temperatura. 4. Continúe calentando hasta que la temperatura se eleve 30 grado por encima de la temperatura de fusión anotada para el sólido anterior. 5. Anote sus observaciones y comente sus resultados.
D. Conductividad. 1. Coloque 50 mL de una de las soluciones proporcionadas, dentro de un vaso químicos de 100 mL
Para utilizar el aparato de conductividad, pida
instrucciones a su profesor. Observe y anote su resultado. Precaución: no toque las conexiones mientras el aparato esté funcionando. Nota: Lave y seque las terminales cada vez que las utilice. Desconecte el aparato antes de realizar esta operación 2. Repita el procedimiento señalado con las otras soluciones que su profesor le ha proporcionado.
Nota: Al determinar la conductividad de las soluciones indicadas, la intensidad del brillo de la luz que despide la bombilla le puede ayudar a conocer si el grado de conductividad es mayor o menor en un caso u otro.
II PARTE.
ESCRITURA DE LOS SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS.
1. Escriba los símbolos de puntos de Lewis para los átomos de los siguientes elementos: Br, N, Ca, K, Al. 2. Escriba los símbolos de puntos de Lewis para los siguientes iónes: Na +, Cl -, S 2-, Mg 2 + , N 3 -
III PARTE. REPRESENTACIÓN DE ENLACES IÓNICOS O COVALENTES. 1. Para cada uno de los siguientes pares de elementos, establezca si el compuesto binario que se forma es iónico o covalente: I y Cl, Mg y F, B y F, K y Br. 2. Clasifique los siguientes enlaces como iónicos, covalente polar o covalente y justifique su respuesta: a-
el enlace Si - Si en Cl3SiSiCl3
b-
el enlace N - H en NH3
3. Escriba los símbolos de puntos de Lewis de los reactivos y productos de las siguientes ecuaciones. a-
Sr +
b-
6 Li +
C l2 N2
SrCl2 2 Li3N
4. Escriba la estructura de Lewis para los siguientes compuestos moleculares: PH3, H2S, HClO3, COBr2, CH3NCO.
CUESTIONARIO: 1. Dibuje la estructura de Lewis para el ácido fórmico (HCOOH), ión nitrito, BeF2, AsF5 y para el ácido sulfúrico.
2. ¿Por qué la regla del octeto no funciona para muchos compuestos que contienen elementos del tercer periodo o subsecuentes en la tabla periódica? 3. ¿Qué es un enlace covalente coordinado? ¿Por qué es diferente de un enlace covalente normal? 4. Escriba la estructura de Lewis para SeF4 y SeF6. ¿Se satisface la regla del octeto para el Se? 5. ¿Cuál es la diferencia entre un símbolo punto de Lewis y una estructura de Lewis? 6. Explique cómo la energía de ionización y la afinidad electrónica determinan que los elementos se combinen entre sí para formar o no compuestos iónicos. 7. Mencione dos ejemplos diferentes a los estudiados experimentalmente de sustancias volátiles que posean olor. 8. Explique en término del tipo de enlace, la diferencia entre el punto de fusión del ácido benzoico y del sulfato de sodio. 9. Tomando en cuenta los resultados experimentales, explique cuándo un compuesto es soluble en agua o en cloroformo. 10. Tomando en cuenta sus resultados experimentales, en cuanto a volatilidad, solubilidad, punto de fusión y conductividad para los diferentes reactivos; prediga estas propiedades para el KF y el CH4 dependiendo del tipo de enlace que les caracteriza. 11. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
BIBLIOGRAFÍA: 1. Chang, R. Química, 6ta edición, Editorial McGraw - Hill, 1999, capítulo 9. 2. Brow, T. L., Lemay, H. E. y Burstern, B. E. Química la Ciencia Central 7 a edición, Prentice Hall Hispanoamericana S. A., 1998. capítulo 8. 3. Emerson, D. W. 1988 Journal Chemical Education, volumen 65, página 454.
EXPERIMENTO No 7 GEOMETRÍA MOLECULAR
OBJETIVOS: 1. Utilizar el modelo RPECV para predecir la geometría molecular en moléculas cuyo átomo central tiene o no tiene pares libres. 2. Determinar la hibridación del átomo central y representar su diagrama de orbitales utilizando la teoría del enlace valencia. 3. Representar el solapamiento de orbitales puros.
MATERIALES: Tabla periódica Tablas 10.1; 10.2 y 10.4 del Raymond Chang 6 ta edición. Paquete de globos
REACTIVOS: Ninguno
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. 1999 Química, 6ta edición, McGraw - Hill, capítulo 10.
TEORIA La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. Esta influye en las propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, punto de ebullición, densidad y el tipo de reacciones en que pueda participar. La geometría molecular es fácil de predecir, si se conoce el número de electrones que rodean al átomo central, según la estructura de Lewis. Este hecho se fundamenta en la suposición de que los pares de electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí. La geometría que al final adopta la molécula es aquella en la que la repulsión es mínima. El enfoque que se utiliza para estudiar la geometría molecular se denomina modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV).
A continuación mostramos las reglas generales que se utilizan para aplicar este modelo:
Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los dobles y triples enlaces se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos. Sin embargo, se debe observar que en realidad los enlaces múltiples son mayores que los enlaces sencillos, porque como hay dos o tres enlaces entre dos átomos, la densidad electrónica ocupa mayor espacio.
Si una estructura tiene dos o más estructuras resonantes, se puede aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas. Por lo general, las cargas formales no se muestran.
Con este modelo, se puede predecir la geometría de las moléculas (e iones) de manera sistemática. Para lograrlo dividiremos las moléculas en dos categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pares electrónicos libres en el átomo central.
Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres. Se considerarán moléculas que contengan átomos sólo de dos elementos A y B donde A es átomo central. La siguiente tabla muestra cinco posibles distribuciones de pares electrónicos alrededor del átomo central.
Tabla No 1 No de pares
Distribución de los
Geometría
Electrónicos
pares electrónicos
Molecular
Ejemplo
2
Lineal
Lineal
BeCl2
3
Plana trigonal
Plana trigonal
BF3
4
Tetraédrica
Tetraédrica
CH4
5 6
Bipiramidal trigonal Octaédrica
Bipiramida trigonal Octaédrica
PCl5 SF6
Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares libres La determinación de la geometría molecular de una molécula es más complicada si el átomo central tiene tanto pares libres como pares enlazantes. En esa molécula hay tres tipos de fuerzas de repulsión: entre pares enlazantes, entre pares libre y entre un par enlazante y un par libre. De acuerdo con el modelo RPECV, las fuerzas de repulsión disminuyen según el siguiente orden: repulsión de par libre contra par libre > repulsión de par libre contra par enlazante > repulsión de par enlazante contra par enlazante.
Para identificar el número total de pares enlazantes y pares libres, se designarán las moléculas con pares libres como ABxEy, donde A es el átomo central, B es un átomo de los alrededores y E es un par libre sobre A. La siguiente tabla muestra la geometría de moléculas sencillas en las que el átomo central tiene uno o más pares libres.
Tabla No 2 Tipo de
No total de
No de pares
molécula pares electrónicos enlazantes
No de pares
Geometría
Ejemplo
libres
AB2E
3
2
1
angular
S O2
AB3E
4
3
1
Piramidal trigonal
NH3
AB2E2
4
2
2
angular
H2 O
AB4E
5
4
1
AB3B2
5
3
2
Forma de T
ClF3
AB2E3
5
2
3
Lineal
XeF2
AB5E
6
5
1
Piramidal cuadrada
BrF5
AB4E2
6
4
2
Cuadrada plana
XeF4
Tetraedro distorsionado SF4
Después de estudiar las moléculas en dos categorías debemos considerar las siguientes reglas para aplicar el modelo RPECV.
Escriba la estructura de Lewis para la molécula, considerando sólo los pares electrónicos alrededor del átomo central.
Cuente el número de pares electrónicos que rodean al átomo central (enlazantes y libres). Los dobles y triples enlaces se consideran como enlaces sencillos.
Consulte ambas tablas para predecir la geometría de la molécula y sus ángulos de enlace.
Teoría del enlace valencia. Para describir la formación del enlace covalente y la estructura electrónica de las moléculas usaremos la teoría del enlace valencia (EV), la cual supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Según la misma, el enlace covalente entre dos átomos se forma por el traslape (región común en el espacio) de los dos orbitales. Para el H2 por ejemplo la representación de los orbitales se realiza de la siguiente manera:
El concepto de traslape de orbitales atómicos también puede aplicarse a moléculas poliatómicas.
En ellas, el átomo central sufre una transformación de sus orbitales
atómicos. La hibridación es el término que se utiliza para explicar la mezcla de los orbitales atómicos de un átomo que genera un conjunto de orbitales híbridos, que son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes, del mismo átomo, se combinan preparándose para la formación del enlace covalente. La tabla No 3 muestra algunas formas de hibridación para el átomo central. Tabla No 3 Hibridación
Orbitales atómicos
Orbitales híbridos
sp3
CH4 2s
sp2
Ejemplo
2p
sp3
BF3
2s
2p
sp2
p
sp
BeCl2 2s
2p
sp
p
La hibridación es un concepto que amplía la teoría de Lewis y el modelo RPECV. Para asignar una hibridación conveniente al átomo central de una molécula, es recomendable tener una idea de la geometría de la molécula y seguir los siguientes pasos.
Dibuje la estructura de Lewis para la molécula
Prediga la distribución general de los pares electrónicos (tanto los pares enlazantes como los pares libres) a partir del modelo RPECV
Deduzca la hibridación del átomo central relacionando la distribución de los pares electrónicos con la distribución de los orbitales híbridos.
PROCEDIMIENTO: I- PARTE
MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL NO TIENE PARES LIBRES.
1. Prediga la geometría para el BCl3, utilizando el modelo RPECV 2. Represente su geometría con la ayuda de modelos. 3. Repita el procedimiento indicado con: SiH4, CaBr2. BF3, PCl5 y SeF6 II- PARTE
MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL TIENE PARES LIBRES.
1. Prediga la geometría para el H2S, utilizando el modelo RPECV 2. Represente con la ayuda de modelos su geometría. 3. Repita el procedimiento indicado con: NF3, O3, BrF3, IF5 y I3 -
III- PARTE HIBRIDACIÓN 1. Determine la hibridación del átomo central (Si) en el SiH4. Represente su diagrama orbital. 2. Represente la distribución espacial de los orbitales híbridos con la ayuda de globos. ¿Cuál es el valor del ángulo de enlace entre sus átomos. 3. Repita el procedimiento indicado con: AlCl3 y PF3.
CUESTIONARIO: 1. Dibuje la forma de una molécula triatómica lineal, una plana trigonal que contenga cuatro átomos, una tetraédrica, una bipiramidal trigonal y una octaédrica. Proporcione los ángulos de enlace en cada caso. 2. En la distribución bipiramidal trigonal, ¿por qué un par libre ocupa una posición ecuatorial en lugar de ocupar una posición axial? 3. ¿Qué es la teoría del enlace valencia? ¿En qué se diferencia del concepto de Lewis sobre el enlace químico? 4. ¿Cuál es la diferencia entre un orbital híbrido y un orbital atómico puro? 5. ¿Cuál es el ángulo entre dos orbitales híbridos del mismo átomo en las hibridaciones sp, sp2 y sp3? 6. Describa el estado de hibridación Cl en ClF3. Represente su diagrama orbital. 7. Describa el estado de hibridación Br en BrF5. Represente su diagrama orbital. 8. Especifique qué orbitales híbridos utiliza el átomo de carbono en las siguientes especies: H3C – CH3, H3C – CH == CH2 y H3C – C == CH 9. Prepara esquemas de solapamiento a lo largo del eje de enlace de los siguientes orbitales atómicos: s con s; s con p; p con p (solapamiento frontal) y p con p (solapamiento lateral). 10. ¿Cuál es la diferencia entre par enlazante y par libre? ¿Cuál tiene la exigencia espacial más grande?
11. Escribe la fórmula de Lewis para cada una de las moléculas siguientes: BF3; NF3 y BrF3. Compare sus geometrías moleculares. Justifica las diferencias sobre la base del modelo RPECV
BIBLIOGRAFÍA: 1. Chang, R. 1999 Química, 6ta edición, McGraw - Hill, pág. 408 y 409.
EXPERIMENTO N° 8 LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS Y LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES
OBJETIVOS: 1. Determinar la relación en masa que existe entre el oxígeno y el cloruro de potasio en el clorato de potasio y en el perclorato de potasio, mediante su descomposición térmica. 2. Comprobar la ley de las Proporciones Definidas y la ley de las Proporciones Múltiples con base en datos experimentales.
MATERIALES: Tubos de ensayo 25 x 150 mm
Soporte
Balanza
Pinza nuez
Espátula
Mechero Bunsen
Matráz de florencia 250 mL
Cubeta Hidroneumática
Tapón de caucho monohoradado
Tubo de desprendimiento
Pinza stoddard
REACTIVOS:
MnO2
KClO3
KClO4
Astilla de madera
LECTURA RECOMENDADA: 1. Brown, T., Lemay, H.E. Y Bursten, B.E. 1998 Química La Ciencia Central 7ª Edición, Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana, S.A. Pág., 38. 2. Chang, R. 1999 Química 6ª Edición, Editorial Mc Graw-Hill, México, D.F. Pág. 38.
TEORÍA En los inicios de la química como ciencia, uno de los aspectos fundamentales que debieron enfrentar los químicos, fue el establecer si había una relación en masa entre los elementos que forman un mismo compuesto y entre elementos que forman más de un compuesto. Como resultado de las investigaciones se formularon dos leyes básicas para el estudio de las reacciones químicas: la Ley de las Proporciones Definidas y la Ley de las Proporciones Múltiples. Estas y otras leyes fundamentales se explican hoy, gracias a la Teoría Atómica y a los modelos de unión química.
La Ley de Proporciones Definidas establece que, cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en la misma proporción en masa. Por ejemplo cuando el magnesio se combina con el oxígeno para formar óxido de magnesio, MgO, sus masas respectivas guardan siempre la misma proporción; cada gramo de magnesio reacciona con 0.658g de oxígeno.
La Ley de Proporciones Múltiples establece que, cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades variables de uno de ellos, que se combina con la misma cantidad del otro, están en relación de números enteros y pequeños. Por ejemplo cuando el cobre se combina con el oxígeno puede formar dos óxidos diferentes: el
óxido de cobre I (Cu2O) y el óxido de cobre II (CuO), en el primero, 0,256 gramo de cobre se combina con 0,10 g de oxígeno, mientras que en el segundo, 0,126 gramo de cobre se combina con 1,0 g de oxígeno (doble cantidad de cobre). Es decir para una misma masa de oxígeno, las cantidades de cobre que se combina en ambos compuestos guardan la relación 1:2.
Estas dos leyes también se pueden ilustrar con compuestos como
el clorato de
potasio (KClO3) y el perclorato de potasio (KClO4). Estos dos compuestos diferentes están constituidos por los mismos tres elementos (K, Cl, O) y ambos como resultado de un calentamiento se descomponen en oxígeno (O2) y cloruro de potasio (KCl), de acuerdo con las siguientes reacciones: 2 KClO3 KClO4
2 KCl
+ 3 O2
KCl + 2 O2
En estos dos compuestos la proporción en masa que hay entre el oxígeno y el cloruro de potasio es siempre la misma cada vez que se trate del mismo compuesto; sin embargo, las cantidades variables de oxígeno, (O2),
que se combinan con la misma
cantidad de cloruro de potasio (KCl) en cada uno de los compuestos guardan una relación de números enteros y pequeños.
PROCEDIMIENTO: I PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO3
1. Coloque dentro de un tubo de ensayo 125 x 150 mm, limpio y seco, aproximadamente, 0,3 g de dióxido de manganeso. Anote su peso en la tabla N° 1. 2. En el mismo tubo adicione, aproximadamente, 2 gramos de clorato de potasio. Pese nuevamente y anote el resultado en la tabla N° 1. 3. Siguiendo las indicaciones del profesor, mezcle bien el clorato de potasio con el dióxido de manganeso. Colóquele un tapón de caucho
monohoradado con un tubo de
desprendimiento. 4. Con la ayuda de una pinza, fije el tubo de ensayo (ligeramente inclinado) a un soporte.
5. Agregue agua a una cubeta hidroneumática hasta 2/3 de su volumen. Coloque dentro de la cubeta un matraz de florencia de 250 mL invertido y lleno de agua para recoger el oxígeno que se libere de la descomposición del clorato de potasio. Lleve la salida del tubo de desprendimiento a la boca del matraz. 6. Caliente suavemente todo el tubo de ensayo. Al inicio caliente suavemente alrededor de la mezcla y al final fuertemente en el fondo del tubo. Si la descomposición es muy rápida (aumenta la intensidad del burbujeo) disminuya la velocidad del calentamiento. Cuando se completa la descomposición (no se observa la salida de burbujas) caliente por cinco minutos más. Nota: es importante que retire el tubo de desprendimiento que se encuentra dentro del matraz fuera de la cubeta hidroneumática, antes de apagar el mechero. 7. Deje enfriar el tubo de ensayo con su contenido hasta que esté a temperatura ambiente. 8. Acerque a la boca del matraz una astilla de madera encendida para comprobar la presencia de oxígeno. 9. Pese nuevamente el tubo de ensayo con su contenido y anote su resultado en la tabla N° 1.
RESULTADOS: I PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO3
Tabla N° 1. 1
Masa del tubo de ensayo + MnO2
g
2
Masa del tubo de ensayo + MnO2 + KClO3
g
3
Masa del tubo de ensayo + MnO2 + Residuo (KCl)
g
CÁLCULOS: I PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO3
1
Masa del KClO3
g
2
Masa del residuo
g
3
Masa del oxígeno
g
4
Relación g O/ g KCl
PROCEDIMIENTO: II PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO4
1. Repita el procedimiento descrito en la parte I utilizando KClO4 en lugar de KClO3. Anote sus resultados en la tabla N° 2.
RESULTADOS: II PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO4
Tabla N° 2. 1
Masa del tubo de ensayo + MnO2
g
2
Masa del tubo de ensayo + MnO2 + KClO4
g
3
Masa del tubo de ensayo + MnO2 + Residuo (KCl)
g
CALCULOS: II PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO4
1
Masa del KClO4
g
2
Masa del residuo
g
3
Masa del oxígeno
g
4
Relación g O/ g KCl
CUESTIONARIO: 1. Compare la relación entre la masa de oxígeno y la masa de cloruro de potasio, que determinó experimentalmente,
en el KClO3,
con los valores obtenidos por sus
compañeros. ¿A qué conclusiones llega sobre la Ley de Proporciones Definidas? Repita su comparación con KClO4 en lugar de KClO3.
2. Busque la relación de números enteros y pequeños que pueda emplearse para expresar la relación entre las cantidades variables de oxígeno (en el clorato y el perclorato de potasio) que se combinan con un gramo de cloruro de potasio con base a sus datos experimentales. Compare los números hallados por Ud. con los encontrados por sus compañeros. 3. Cuál es la diferencia entre la Ley de las Proporciones Definidas y la Ley de las Proporciones Múltiples. 4. Determine el porcentaje de oxígeno y de cloruro de potasio en las muestras de clorato de potasio y perclorato de potasio que se descompusieron. 5. ¿Qué sucedería si se suspende el calentamiento del tubo de ensayo antes de retirar el tubo de desprendimiento del agua? Explique. 6. Describa el color de los reactivos y las mezclas antes y después del calentamiento. ¿A qué que se debe el cambio en el color? 7. ¿Qué sucede cuando se introduce la astilla encendida en el matraz de Florencia? Explique por qué. 8. ¿Cuál es la función del dióxido de manganeso? 9. Demuestre por medio de cálculos numéricos que los compuestos FeSO4 y Fe2(SO4)3 ilustran la ley de Proporciones Múltiples.
BIBLIOGRAFIA: 1. Chaverri, G. 1976, Química General, Manual de Laboratorio, Editorial Universidad de Costa Rica. 2. Babor, J.A. Y Aznarea, J.L. 1975 Química General Moderna, Editorial Marín S.A.
EXPERIMENTO N° 9 CONCEPTO DE MOL
OBJETIVOS: 1. Resaltar la utilidad, importancia y el alcance del concepto de mol. 2. Ejecutar operaciones y cálculos empleando el concepto de mol. 3. Utilizar el concepto de mol y número de Avogadro en la resolución de problemas de aplicación, número de partículas, número de moles y de los gramos de un compuesto o elemento.
MATERIALES: Balanza de dos platos o electrónica
Recipientes para pesar
7 docenas de clip
7 docenas de tuercas.
7 docenas de tachuelas
7 docenas de clavos de 1 pulg.
7 docenas de frijoles (porotos, habas, maíz, etc.)
LECTURA RECOMENDADA: 1. Masterton- Slowinski- Stanitski Química General Superior. Editorial Mc Graw-Hill Interamericana, México. 1990. pág., 43-45. 2. Brown, T , Lemay, H. Y Bursten, B. Química la Ciencia Central Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana, S.A.1998. Pág., 82-86. 3. Chang, R. Química. 6ta Edición, Editorial Mc Graw-Hill, 1999. Pág., 71-74.
TEORÍA El átomo-gramo y la molécula-gramo son básicamente el mismo concepto, con la única diferencia de que el primero se refiere a elementos en forma atómica y el segundo a compuestos o elementos en forma molecular. Ambos tienen en común que representan la misma cantidad, sea ésta de átomos o moléculas. Esta es la característica más fundamental y por la que han sido usados tan extensamente, aún antes de conocerse cuál era este número de partículas. Por estas razones, modernamente ha comenzado a utilizarse el concepto de mol en un sentido más amplio, lo que le permite englobar los conceptos de átomo-gramo, molécula-gramo y fórmula gramo.
En la actualidad, el mol se define como la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro (NA) de partículas, esto es tantas unidades fundamentales como las que hay exactamente medidas en 12,000 g de C-12. Como no se especifica el tipo de partículas, éstas pueden ser átomos, moléculas, iones, etc. Así, pues, quedan englobados en el concepto actual de mol, el átomo-gramo, la molécula-gramo, etc.
En el caso de sustancias elementales conviene precisar si el mol se refiere a átomos o moléculas. Por ejemplo, un mol de átomos de oxígeno son 16 g de oxígeno, que contiene
Na átomos O; y un mol de moléculas de oxígeno son 32 g de oxígeno, que contienen Na moléculas O2. Ejemplos: a. Un mol de azufre (S8) pesa 256,528 g. Entonces, los moles de S8 en 21,8 g de S8 serán: 21,8 g de S8
x
1 mol S8
=
0,085 moles de S8
256,528 g S8 b. Un mol de átomos de azufre (o un átomo-gramo de azufre) son 32,06 g. Así, pues, los 0,56 moles de S pesarán:
0,56 moles de S x
32,06 g de S =
17,95 g de S
1 mol de S
c. Se pueden calcular los moles de átomos de azufre que hay en 0,001 g de azufre y, a continuación, se halla el número de átomos recordando el número de Avogadro:
0,001 g de S x 1 mol de S
=
3,12 x 10-5 moles de átomos de S
32,06 g de S 3,12 x 10-5 mol x 6,02 x 1023 átomos de S / mol de átomo de S = 1,88 x 1019 átomos de S
PROCEDIMIENTO: I PARTE. CONCEPTO DE MOL. En la primera parte de esta experiencia, cada pareja dispondrá de 7 docenas de cada uno de los materiales mencionados. A fin de hacer las operaciones, se supondrá que el número de Avogrado (NA), sea igual a 30. 1. Seleccione grupos de 30 unidades de cada una de las especies. Llévelos a la balanza y determine la masa de un mol (30 unidades) siguiendo las instrucciones del profesor. Anote la masa en la tabla N°1. Luego devuelva cada grupo a su respectivo envase.
2. Determine mediante cálculos las unidades necesarias para preparar 1.7 moles de las especies anteriores. Utilizando la masa de un mol obtenida en el punto 1, calcule la masa teórica correspondiente. Anote sus resultados en la tabla N° 2. Pese ahora cada uno de los 1.7 moles y anote sus resultados en la tabla N° 2 3. Separe una cantidad (un puñado) de cada especie, cuéntelos y calcule los moles y los gramos que representan. Anote los resultados en la tabla N° 3. Llévelos a la balanza para determinar su masa y anote.
RESULTADOS: I PARTE
CONCEPTO DE MOL
Tabla N° 1.
Masa de un mol
N°
ESPECIE
MO L
CANTIDAD
MASA
1
1
30
g
2
1
30
g
3
1
30
g
4
1
30
g
5
1
30
g
Tabla N° 2. Masa de 1.7 moles N°
ESPECIE
MOL CANTIDAD
MASA
MASA
EXPERIMENTAL
TEÓRICA
1
1.7
g
g
2
1.7
g
g
3
1.7
g
g
4
1.7
g
g
5
1.7
g
g
Tabla N°3. Masa de una cantidad de mol determinada N°
ESPECIE
MOL CANTIDAD
MASA
MASA
EXPERIMENTAL
TEÓRICA
1 2 3 4 5
PROCEDIMIENTO: II PARTE
MASAS RELATIVAS.
Ahora se trata de hacer ver que la relación que hay entre la masa de un mol de una especie (A) y la masa de un mol de otra especie diferente (B) (relación masa molar) es la misma relación que hay entre la masa de una molécula de la misma especie (A) y la masa de una molécula de otra especie diferente (B) (relación masa molecular). Para ello, las moléculas de cada especie A y B estarán representadas por dos especies que Ud. seleccione.
1. Escoja tres unidades de la misma especie y pese cada unidad con la balanza. Calcule la masa promedio de la especie seleccionada. Repita esta operación para cada una de las otras especies. Anote los valores en la tabla N° 4. 2. Utilizando los resultados de la primera parte (tabla N° 1) establezca la relación de la masa de un mol de una de las especies (A) con respecto a la masa de un mol de otra especie (B) (relación masa molar). Anote sus resultados en la tabla N° 5. 3. Para las mismas dos especies seleccionadas (A y B) en el punto anterior, determine la relación de la masa promedio de una unidad de una de las especies (A) con respectos a
la masa promedio de una unidad de la otra especie (B) (relación masa molecular). Anote sus resultados en la tabla N°5. 4. Determine igualmente la relación de la masa de 1.7 moles de una especie (A) con respecto a la masa de 1.7 moles de otra especie (B). Anote en la tabla N° 5. 5. Repita los puntos del 1 a 4 utilizando dos nuevas especies (C y D). 6. Establezca todas las comparaciones posibles entre las especies utilizadas (A/C, A/D, B/C, B/D, A/E, etc.)
RESULTADOS. II PARTE
MASAS RELATIVAS
Tabla N°4. Masa promedio de una unidad N°
ESPECIE
MASA EXPERIMENTAL
#1
#2
#3
PROMEDIO
1 2 3 4 5
Tabla N° 5. Masas relativas ESPECIES
RELACION MASA
RELACIÓN MASA MOLAR
MOLECULAR PROMEDIO 1 UNIDAD / 1 UNIDAD
1 MOL/1MOL
1.7 MOL/1.7 MOL
A/B C /D A/C A/D C /B B/D
CUESTIONARIO: 1. Para una misma especie compare la relación mol/mol y la relación de las masas de la tabla N° 1 vs Tabla N° 2. de la I Parte. ¿A qué conclusiones llega? 2. Para una misma especie encuentre la relación entre los moles de la tabla N° 2 vs tabla N° 3 y la relación entre la masa de la tabla N° 2 vs tabla N° 3. ¿A qué conclusiones llega? ¿Qué sucede con la cantidad? 3. Compare los valores experimentales con los teóricos de las masas obtenidas en las tablas N° 2 y N° 3. 4. Compare entre sí las relaciones obtenidas en la tabla N°5. ¿Coinciden? 5. ¿A qué conclusiones llega sobre la relación que existe entre las masas moleculares promedio de distintas especies y la relación que existe entre las masas molares de distintas especies? 6. Al comparar las relaciones A/B con C/A y C/B que relación resulta. Justifique su respuesta. 7. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
PROBLEMAS: 1. Calcule los átomos de cobre que hay en 30 g de sulfato cúprico. 2. ¿Cuánto pesan los gramos de Na que equivalen al mismo número de átomos que los que hay en 15 g de K? 3. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 1.25 x 1018 moléculas de agua? 4. Una solución de ácido sulfúrico contiene 65 % p/p del ácido, y tiene una densidad de
1.55 g/ml. ¿Cuántas moléculas de ácido hay en 1 L de la solución? 5. Se tiene una muestra de 1.0 g de cada uno de los siguientes compuestos: CO2, O2, H2O y CH3OH. a. ¿Cuál muestra tiene el mayor número de moléculas? b. ¿Cuál muestra contiene el mayor número de átomos?
BIBLIOGRAFÍA: 1. Ebbing, D. D. 1997 Química General. 5ta Edición, Editorial Mc Graw Hill. pág., 134-140. 2. Morcillo, J. Y Fernández, M. 1982 Química. Editorial Anaya. España.
EXPERIMENTO N º 10 FÓRMULAS QUÍMICAS
OBJETIVOS: 1. Resaltar la utilidad e importancia de la fórmula química. 2. Deducir la fórmula empírica de un compuesto binario conociendo los gramos de cada elemento presentes en una cantidad del compuesto a partir de su síntesis. 3. Determinar el porcentaje de agua y la fórmula de un hidrato cristalino a partir de su descomposición térmica.
MATERIALES: Crisol con tapa
Triángulo de arcilla
Trípode
Mechero Bunsen
Tenaza de bronce
Mortero y pistilo
Papel lija
REACTIVOS:
Cinta de magnesio (Mg) Sulfato de cobre hidratado
(CuSO4 . X H2O )
LECTURAS RECOMENDADAS: 1. Chang, R. 1999 Química 6ta Edición. Editorial McGraw - Hill, Pág., 50, 80-83. 2. Brown, T L., Lemay, H. E Y Bursten, B. E. 1998 Química La Ciencia Central. 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana, S.A. Pág., 81.
TEORÍA Cada elemento tiene su propio símbolo químico y cada compuesto tiene su propia fórmula química. Una fórmula nos dice dos cosas importantes acerca de un compuesto: qué elementos lo forman y cuántos átomos de cada elemento hay en una molécula o en una unidad fórmula del compuesto. Por ejemplo: La fórmula para la sal de cocina (sal común) es NaCl, donde Na es el símbolo para el sodio y Cl es el símbolo para el cloro; una fórmula unitaria de NaCl tiene un total de 2 átomos; uno de los átomos es sodio (Na) y el otro átomo es cloro (Cl).
A veces en un compuesto el símbolo del elemento tiene un número pequeño escrito cercano a él (un subíndice). Este número nos dice el número de átomos que hay de ese elemento en dicho compuesto. Por ejemplo: La fórmula del agua es H2O. Esto significa que en dicho compuesto hay 2 átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. En total una molécula de agua tiene tres átomos presentes.
Con frecuencia, para escribir la composición de los compuestos se emplea el porcentaje (%) de composición. Este representa las partes en masa de cada elemento por cada 100 partes en masa del compuesto o los gramos de cada elemento que hay en cada 100 gramos del compuesto. Cuando se conoce la fórmula de un compuesto, se puede expresar en forma
de % en masa la composición de éste. Una vez que se ha determinado experimentalmente la composición de una sustancia, los datos obtenidos y las masas moleculares pueden utilizarse para calcular la relación más simple de átomos en el compuesto y,
por
consiguiente, la fórmula más simple o empírica.
La fórmula empírica de un compuesto indica el número mínimo relativo de átomos de los distintos elementos presentes. También da el número relativo de moles de átomos de los diferentes elementos. La fórmula que expresa la relación real de átomos de cada elemento en el compuesto se conoce como fórmula verdadera o fórmula molecular. La masa molar de un compuesto es la masa de su fórmula verdadera.
El agua, algunas veces se encuentra formando parte de algunos compuestos llamados hidratos. Estos compuestos contienen un número específico de moles de agua por mol del compuesto. El agua incluida en los hidratos se llama agua de hidratación y es posible eliminarla por calentamiento, lo cual produce agua y el compuesto anhidro. Ejemplo:
MgSO4 7 H2O hidrato cristalino
MgSO4
+
compuesto anhidro
7 H2O agua de hidratación
Se puede determinar el porcentaje en masa y las moles de agua en el hidrato calentando una cantidad conocida del hidrato y determinando por diferencia la masa del sólido anhidro.
PROCEDIMIENTO: I PARTE. SÍNTESIS DE UN COMPUESTO BINARIO 1. Obtenga de su profesor un crisol con su tapa. Caliéntelos fuertemente por 3 ó 4 minutos y luego déjelo enfriar dentro de un desecador a temperatura ambiente. Determine su masa y anote en la tabla N° 1
2. Tome un trozo de cinta de magnesio de 10 cm de longitud y límpiela con papel lija; luego enróllela y colóquela en el fondo del crisol. Determine la masa del sistema (el crisol con su tapa y la cinta de magnesio). Anote la masa en la tabla N° 1. 3. Coloque que el sistema sobre un triángulo y éste sobre un trípode. Con la tapa puesta, caliente suavemente el crisol con la llama oxidante por unos 5 minutos. Evite la formación de hollín en las paredes del crisol. De vez en cuando destape el crisol para que entre aire, cuidando que no salgan humos al exterior. 4. Cuando observe que el magnesio ha dejado de arder (no sale humo al destapar el crisol), utilice una tenaza y quite la tapa. Caliente fuertemente debajo del crisol durante 20 minutos. 5. Apague el mechero y deje enfriar el crisol dentro de un desecador hasta temperatura ambiente. 6. Pese nuevamente el sistema (crisol con su tapa y el producto). Anote en la tabla N° 1. RESULTADOS: I PARTE
SÍNTESIS DE UN COMPUESTO BINARIO
Tabla N° 1 1
Masa del crisol con tapa
g
2
Masa del crisol con tapa + cinta de magnesio
g
3
Masa del crisol con tapa + producto
g
CÁLCULOS: I PARTE
SÍNTESIS DE UN COMPUESTO BINARIO
1
Masa del magnesio
g
2
Masa del producto
g
3
Masa del oxígeno combinado
g
4
Moles de magnesio que reaccionaron
5
Moles de oxígeno que reaccionaron
6
Fórmula empírica del compuesto
PROCEDIMIENTO:
II PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DE UN HIDRATO CRISTALINO
1. Caliente fuertemente un crisol con su tapa por 2 ó 3 minutos. Déjelo enfriar dentro de un desecador a temperatura ambiente y determine su masa. Anote sus resultados en la tabla N° 2. 2. Con la ayuda de un mortero y pistilo pulverice sulfato de cobre hidratado. Agregue al crisol entre 1,0 y 1,3 gramos de sulfato de cobre hidratado pulverizado. 3. Coloque el crisol sobre el triángulo y éste sobre un trípode. Caliéntelo durante 30 minutos. 4. Observe el cambio de color de la sal. Continúe calentando 5 minutos adicionales. Cuando termina la deshidratación (el sulfato de cobre ha cambiado de color y no hay más cambios aparentes) retire el mechero y deje enfriar el crisol dentro de un desecador hasta temperatura ambiente. 5. Pese el crisol con su tapa + sal anhidra y anote en la tabla N° 2. RESULTADOS: II PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DE UN HIDRATO CRISTALINO.
Tabla N° 2 1
Masa del crisol con tapa.
g
2
Masa del crisol con tapa + sal hidratada
g
3
Masa del crisol con tapa + sólido anhidro
g
CÁLCULOS: II PARTE
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DE UN HIDRATO CRISTALINO
1
Masa de la sal hidratada
g
2
Masa del sólido anhidro
g
3
Masa de agua
g
4
% de agua experimental
5
% del sólido anhidro
6
Moles de agua
7
Moles del sólido anhidro
8
Fórmula de la sal hidratada
Nota: Presente junto con sus resultados, todos los cálculos realizados.
CUESTIONARIO: 1. ¿Por qué se calienta el crisol al inicio de las operaciones? 2. ¿Por qué se debe pesar el crisol a temperatura ambiente? 3. Compare sus resultados con sus compañeros y discútalos 4. ¿Cuales cree usted son las fuentes de error en esta experiencia? 5. ¿Qué colores presentan el hidrato y el residuo anhidro? 6. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
PROBLEMAS: 1. Determine la composición porcentual en masa del amoniaco (NH3). 2. ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición: 2,1 % de H, 65,3% de O y 32,6 % de S? 3. Al calentar 5,00 g de CdCl2 . X H2O disminuye la masa a 4,179 g. Calcule la masa y las moles de agua y escriba la fórmula del compuesto hidratado.
BIBLIOGRAFÍA: 1. Vasiliev/Granovskaia/Taperova.
Trabajos de Laboratorio de Química General
e
Inorgánica. Editorial Mir. Moscú. Pág.,38-39. 2. Reyes/Arjona/Sánchez/Jarvis/Mclean. 1990 Química General Manual de Laboratorio para estudiantes de Ingeniería. Pág., 10-18. 3. Ríos/Araúz/Molinar/Domínguez 1983 El Mol como Unidad de Medida Seminario Taller Módulo. Mol en Fórmula, Universidad de Panamá. 4. Chang, R. 1999 Química. 6ta edición McGraw-Hill. Pág., 70-85. 5. Hein, M. 1992 Química. Grupo Editorial Iberoamericana. Pág., 151-155. 6. Brown, T L., Lemay, H. E Y Bursten, B. E. 1998 Química La Ciencia Central, 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana, S.A. Pág., 81.
EXPERIMENTO N° 11 TIPOS DE REACCIONES
OBJETIVOS: 1. Observar experimentalmente la ocurrencia de una reacción química, mediante el reconocimiento de indicios perceptibles. 2. Clasificar las reacciones químicas estudiadas, tomando en cuenta el comportamiento observado. 3. Proponer ecuaciones químicas para las reacciones estudiadas. 4. Balancear las ecuaciones químicas, utilizando el método de simple inspección.
MATERIALES: Mechero Bunsen
Espátula de Metal
Tubos de Ensayos 16 x 150 mm y 13 x 100 mm
Cápsula de Porcelana
Gradillas
Trípode
Pinza Stoddard
Malla de Alambre
Cilindro Graduado 25 mL
Astilla de madera
REACTIVOS:
Hidróxido de calcio saturado
Clorato de potasio
Ácido clorhídrico 6 M
Granallas de zinc
Yoduro de potasio 0,1 M
Acetato de plomo 0,1 M
Nitrato de plata 0,1 %
Alambre de cobre
Sulfato de cobre (II) 0,1 M
Hidróxido de sodio 0,1 M
Carbonato de sodio
Cloruro de bario 0,1 M
Ácido sulfúrico 6 M
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. 1999 Química, 6ta Edición, Editorial Mc Graw Hill. Capítulo 4. TEORÍA El mundo que nos rodea y el cuerpo de los seres humanos son los laboratorios naturales donde se producen millones de reacciones químicas, las cuales varían en naturaleza y complejidad. Como resultado de los cambios químicos o reacciones químicas los materiales originales son completamente alterados dando origen a la formación de nuevas sustancias.
Así, por ejemplo, los alimentos que ingerimos son digeridos y
transformados en nuevas sustancias que son utilizadas para el buen funcionamiento y conservación del cuerpo humano. En este ejemplo es fácil reconocer la ocurrencia de reacciones químicas, pero, ¿cómo sabemos en otros casos cuándo se ha producido una reacción? ¿Qué indicios permiten detectar que se está efectuado un cambio químico?
Cuando una reacción química se lleva a cabo, suele ir acompañada por algunos de los siguientes indicios: -
Cambio de color
-
Formación de un sólido
-
Efervescencia o liberación de burbujas
-
Variación de temperatura (absorción o liberación de calor)
-
Producción de olores peculiares
Para representar una reacción química se emplea una ecuación química en la cual se indican las sustancia presentes antes del cambio (reactivos) a la izquierda de la flecha y las que están presentes después del cambio (productos) a la derecha de la misma. El sentido de la flecha indica el sentido del cambio. Reactivos
Productos
Además de indicar los reactivos y los productos, una ecuación química debe mostrar que todos los átomos presentes en los reactivos estén igualmente presentes en los productos ya que, en una reacción química no se crean ni destruyen átomos (conservación de la materia). Para que el número total de átomos de un mismo elemento sea el mismo, antes y después del cambio, se balancea la ecuación. Para escribir y balancear ecuaciones podemos seguir las siguientes indicaciones: 1. Lea la descripción de la ecuación química en la cual se especifican cuáles son los reactivos y cuáles los productos, así como sus respectivos estados físicos. Ejemplo: El potasio sólido reacciona con el agua líquida para formar hidrógeno gaseoso e hidróxido de potasio que se disuelve en agua. 2. Escriba la ecuación no balanceada que resuma la información del paso anterior, teniendo la precaución de escribir correctamente las fórmulas de todas las sustancias participantes: K (s)
+ H2O (l)
H2 (g) + KOH (ac)
3. Balancee la ecuación por simple inspección (si se trata de una reacción sencilla), comenzando con la molécula más complicada. Proceda elemento por elemento para determinar qué coeficiente se requiere que haya el mismo número de cada tipo de átomo a ambos lados de la ecuación. No cambie las fórmulas de las sustancias. 2 K (s) +
2 H2O (l)
H2 (g) +
2 KOH (ac)
4. Verifique que los coeficientes empleados den el mismo número de cada tipo de átomo a ambos lados. Verifique además que los coeficientes sean los enteros más pequeños que produzcan una ecuación balanceada.
2
+
2
1
+
2
Independientemente de la sencillez o complejidad de una reacción química inorgánica, ésta puede ser clasificada como: -
Síntesis o combinación
-
Descomposición
-
Desplazamiento simple o sustitución
-
Doble desplazamiento (con y sin precipitado)
-
Neutralización
1. Reacciones de Síntesis o Combinación Las reaccciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Este tipo de reacciones se representan como: A + B
C
Si cualquiera de los reactivos (A o B) es un elemento, la reacción es de tipo redox (reacción en la que se dan cambios en los estados de oxidación). Las reacciones de combinación incluyen: a) Combinación de dos elementos para formar un compuesto 2 Mg (s) + O2 (g)
2 MgO (s)
2 S (s)
+ O2 (g)
SO2 (g)
2 Na (s)
+ Cl2 (g)
2 P (s)
+ 3 Cl2 (g)
2 NaCl (s) 2 PCl3 (l)
b) Combinación de un elemento y un compuesto para formar un nuevo compuesto. PCl3 (l)
+
Cl2 (g)
PCl5 (s)
c) Combinación de dos compuestos para formar un nuevo compuesto. CaO (s)
+ CO2 (g)
CaCO3 (s)
2. Reacciones de Descomposición Las reacciones de descomposición son aquellas en las que se produce la ruptura de un compuesto en dos o más componentes. Este tipo de reacciones se representa como: C
A + B
Si cualquiera de los productos (A o B) es un elemento, entonces la reacción es redox.
Las reacciones de simple desplazamiento o sustitución incluyen: a) Compuesto
dos elementos
H2O (l)
H2 (g) + O2 (g)
b) Compuesto
compuesto y elemento
2 KClO3 (s)
2 KCl (s) + 3 O2 (g)
c) Compuesto
dos compuestos
CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
3. Reacciones de Desplazamiento Simple o Sustitución Simple. En estas reacciones, un ión o átomo de un elemento presente en un compuesto es reemplazado por otro ión o átomo de otro elemento. Este tipo de reacción se representa como: A +
BC
AC + B
a) Desplazamiento de hidrógeno Todos los metales alcalinos y algunos alcalinoterreos (Ca, Sr y Ba), que son los metales más reactivos desplazan al hidrógeno del agua fría. Ca
+ 2 H 2O
Ca(OH)2 + H2
Los metales menos reactivos como el Al o el Fe reaccionan con vapor de agua para dar hidrógeno. 2 Al + 3 H2O
Al2O3 + 3 H2
Muchos metales, incluidos los que no reaccionan con el agua, pueden desplazar al hidrógeno de los ácidos. Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
Una forma sencilla de predecir si un metal va a reaccionar desplazando hidrógeno es refiriéndonos a la serie de actividad de los metales. En ella los metales están ordenados de acuerdo con su capacidad para desplazar al hidrógeno de un ácido o del agua.
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
De acuerdo con esta serie, cualquier metal que se ubique a la izquierda del hidrógeno lo desplazará del agua o de un ácido, mientras que los metales situados a la derecha del hidrógeno no lo harán.
b) Desplazamiento de metal. Un metal de un compuesto también puede ser desplazado por otro metal en estado libre, siempre y cuando este último se encuentre a la izquierda del metal a reemplazar dentro de la serie de actividad de los metales. V2O5
+ 5 Ca
2V
+ 5 CaO
c) Desplazamiento de halógeno El comportamiento de los halógenos en reacciones de descomposición se puede resumir en otra serie electromotriz. F2 >
Cl2 > Br2 > I2
Cl2 + 2 KBr
2 KCl + Br2
4. Reacciones de Doble Desplazamiento. Son reacciones que ocurren en disolución acuosa y en la que participan compuestos iónicos que realizan un doble desplazamiento. Este tipo de reacción se puede representar como: AB + CD
AD + CB
Cuando uno de ls productos que se forma es insoluble en el medio de la reacción, se separará de la disolución formando un precipitado. Para predecir la formación o no de un precipitado, hay que tomar en cuenta las reglas de solubilidad. Pb(NO3)2 (ac) + KI (ac)
PbI2 (s) + 2 KNO3 (ac)
También a este tipo de reacciones (doble desplazamiento) pertenecen
las
reacciones de neutralización o reacciones ácido-base en las que se forma agua y una sal.. De acuerdo con la Teoría de Bronsted y Lowry, un ácido es una sustancia donadora de protones, mientras que una base es una sustancia aceptora, luego una reacción ácido-base se caracterizan por un proceso de transferencia de protones. Ejemplo: NaOH (ac) + HCl (ac)
NaCl (ac) + H2O (l)
PROCEDIMIENTO: I. PARTE
REACCIONES TÍPICAS
A. Síntesis o Combinación 1. Coloque en un tubo de ensayo 13 x 100 mm, 2 mL de una solución saturada de Ca(OH)2 (filtrada). Con la ayuda de una pipeta burbujee aire suavemente dentro del tubo que contiene la solución. 2. Anote sus observaciones, complete y balancee la correspondiente ecuación. B. Descomposición 1. Coloque un gramo de clorato de potasio en un tubo de ensayo 16 x 150 mm, sujételo con las pinzas para tubo de ensayo. 2. Caliente el tubo con un mechero (evitando dirigir la boca del tubo hacia la cara de su compañero). 3. Cuando el clorato se haya fundido y desprenda burbujas, acerque a la boca del tubo una astilla incandescente. 4. Anote sus observaciones, complete y balancee la ecuación correspondiente.
C. Simple Desplazamiento 1. Vierta 3 mL de HCl 6M en un tubo de ensayo 16 x 150 mm y colóquelo en una gradilla. 2. Agregue una granalla de zinc al tubo de ensayo y cúbralo de inmediato con un tubo de ensayo de mayor tamaño (25 mm x 150 mm), limpio y seco. 3. Tenga a la mano una astilla incandescente 4. Espere unos segundos para que el tubo de ensayo de 25 x 150 mm se llene de gas; luego sepárelo, inviértalo y acérquele rápidamente la astilla encendida. ¡Cuidado! 5. Anote sus observaciones, complete y balancee la respectiva ecuación.
D. Doble Desplazamiento 1. Vierta 2 mL de una solución diluida de yoduro de potasio en un tubo de ensayo 13 x 100 mm que contiene 2 mL de una solución de acetato de plomo. (Precaución: la solución de acetato de plomo es altamente tóxica evite el contacto).
2. Anote sus observaciones, complete y balancee la ecuación correspondiente.
II. PARTE. REACCIONES PARA ESTUDIAR Y CLASIFICAR. Para cada una de las reacciones que se presentan a continuación, anote las evidencias de reacción observadas, complete, balancee y clasifique la correspondiente reacción química, de acuerdo a uno de los tipos de reacción previamente estudiados.
A. 1. Coloque en un tubo de ensayo 13 x 100 mm, 3 mL de nitrato de plata y agréguele un alambre de
cobre limpio.
Espere unos 20 minutos para observar y anotar los
resultados ¿Qué observa? Anote
B. 1. Vierta en un tubo de ensayo 16 x 150 mm, 5 mL de solución de sulfato de cobre (II). 2. Añada 2 mL de solución de NaOH 0,1 M. Anote sus resultados.
C. 1. Coloque en un tubo de ensayo 13 x 100 mm, 0,2 g de Na2CO3. Añada 2 mL de HCl 6 M. 2. Tenga a mano fósforos y una astilla de madera. 3. Cuando se observe la formación de burbujas, encienda y acerque la astilla incandescente. ¿Qué sucede?
D. 1. Vierta en un tubo de ensayo 13 x 100 mm, 3 mL de una solución de BaCl2 0,1 M. 2. Añada 3 mL de H2SO4 6 M. Observe y anote sus resultados. E.
1. Coloque 5 mL de agua en un tubo de ensayo 13 x 100 mm, agregue 1 gota de púrpura de bromocresol. Burbujee dentro de la solución y observe el cambio. Escriba la ecuación.
PRÁCTICA. PARTE I.
ESCRIBA, BALANCEE Y CLASIFIQUE LAS SIGUIENTES
REACCIONES. 1. El nitrato de plomo (II) acuoso reacciona con ácido sulfúrico acuoso para formar un precipitado de sulfato de plomo (II) y ácido nítrico acuoso. 2. El nitrato de cobalto (II) acuoso, reacciona con sulfuro de amonio acuoso para formar sulfuro de cobalto sólido y nitrato de amonio acuoso. 3. El ácido perclórico acuoso reacciona con una solución de hidróxido de sodio formando perclorato de sodio acuoso y agua líquida. 4. El boro sólido reacciona con el cloro gaseoso formando cloruro de boro líquido. 5. El hidrógeno carbonato de sodio sólido, por acción del calor, produce carbonato de sodio sólido, vapor de agua y dióxido de carbono en forma gaseosa. 6. El tetracloruro de silicio sólido se combina con el magnesio sólido formando cloruro de magnesio sólido y silicio sólido. 7. El óxido de dinitrógeno gaseoso, forma nitrógeno gaseoso y oxígeno gaseoso cuando se calienta.
PARTE II.
COMPLETE, BALANCEE Y CLASIFIQUE LAS SIGUIENTES
REACCIONES. 1. Al (s) + Br2 (l) 2. HCl (ac) + Al(OH)3 (ac) 3. Fe (s) + H2SO4 (ac) 4. CaCl2 (ac) + K2SO4 (ac) 5. Al2(CO3)3 (s) + calor 6. C2H4(g) + O2 (g) CUESTIONARIO:
1. En la descomposición del clorato de potasio ¿qué evidencias indican que ocurre una reacción? ¿Qué le sucede a la astilla encendida cuando se acerca al tubo de ensayo y explique por qué? 2. En la reacción de simple desplazamiento del HCl con el Zn ¿qué evidencias indican que ocurre una reacción? ¿Qué gas se identifica con la prueba de la astilla encendida? ¿Clasificaría esta última prueba como simple desplazamiento? 3. Identifique el precipitado que se forma en la reacción de doble desplazamiento entre la solución de yoduro de potasio y la solución de acetato de plomo. ¿De qué color es el precipitado? 4. ¿Después que reacciona el nitrato de plata con el cobre metálico qué evidencias demuestran que hubo reacción? ¿Cambia el color de la solución, por qué? 5. ¿Qué evidencias demuestran que hubo una reacción entre el sulfato de cobre (II) y el NaOH? 6. ¿Qué gas se identifica en la reacción del Na2CO3 con el HCl con la prueba de la astilla encendida? 7. ¿Cuáles son las características que distinguen una reacción ácido base tipo neutralización? 8. ¿Cómo se organiza la serie de actividad y cómo se utiliza para estudiar las reacciones redox? 9. Explique por qué todas las reacciones de desplazamiento simple pueden ser consideradas como reacciones de oxidación reducción. 10. ¿Cuáles son los productos de una reacción de combustión? Explique por qué todas las reacciones de combustión pueden ser consideradas como reacciones redox. 11. Dé dos ejemplos de reacciones de: desplazamiento doble con y sin precipitación, neutralización, combinación, descomposición, desplazamiento simple. 12. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
BIBLIOGRAFÍA: 1. Garzón, G. G. Fundamentos de Química General. 2da Edición, Editorial Mc Graw - Hill. 2. Chang, R. 1999 Química. 6ta Edición, Editorial Mc Graw- Hill. Capítulo 4. 3. Whitten, K. W. 1994 Química 3 era Edición, Editorial Mc Graw- Hill. Capítulo 9.
4. Hein, M. 1992 Química. Grupo Editorial Iberoamericana, S.A.
EXPERIMENTO No 12 DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA DE UN COMPUESTO BINARIO
OBJETIVOS: 1. Calcular el porcentaje de composición de un compuesto binario preparado en el laboratorio. 2. Calcular la fórmula de compuesto binario a partir de los datos obtenidos en el laboratorio.
MATERIALES: Bureta
Estufa
Vaso químico 250 mL
Pipeta y pro-pipeta
Cápsula de porcelana
Embudo Buchner
Papel filtro
Botella Lavadora
Desecador Policial
Lija
REACTIVOS: Ácido nítrico conc.
Solución de yoduro de potasio 0,1 M
Cobre metálico
Solución de tiosulfato de sodio 0,1 M
Solución de hidróxido de amonio 8M
LECTURA RECOMENDADA: 1. Chang, R. 1999 Química. 6ta Edición, McGraw- Hill, Pág., 50, 80-83. 2. Hein, M. 1992 Química. Grupo Editorial Iberoamérica, S.A. Pág., 150-155
TEORÍA Así como los elementos químicos se describen por símbolos, los compuestos químicos se especifican por fórmulas. Una fórmula química, es una representación simbólica de los tipos y cantidades de átomos que forman un compuesto. Una fórmula empírica es la menor combinación de átomos en un compuesto que sea coherente con la fórmula. Por ejemplo: una fórmula unitaria de cloruro de sodio se compone de un átomo de sodio y otro de cloro, unidad coherente con la fórmula NaCl. Se puede determinar la fórmula química cuando se conoce el porcentaje de composición del compuesto. Ejemplo: Una muestra de cobre (Cu) que pesaba 1,27 g fue calentada con azufre (S) hasta que el peso del producto dio un valor constante de 1,59 g. Calcule (1) el peso del azufre que reaccionó con cobre; (2) el porcentaje de composición del compuesto; (3) la fórmula empírica del compuesto de cobre y azufre que fue preparado. El peso atómico del cobre es 63,54 y 32,06 para el azufre. Solución: 1. Peso del azufre que reaccionó: (1,59 - 1,27) g = 0,32 g de S 2. El % de composición: (1,27 / 1,59) x 100 = 80 % Cu (0,32 / 1,59) x 100 = 20 % S
3. La fórmula se obtiene de la siguiente manera: 1,27 g de Cu / 64 g de Cu por mol = 0,020 moles de Cu 0,32 g de S / 32 g de S por mol
0,020 moles de Cu
=
0,01 moles de S
= 0,01 moles de S
2 moles átomos de Cu 1 mol de átomo de S;
Luego la fórmula empírica es: (Cu2S)n PROCEDIMIENTO: 1. Pese 0,6 g de cobre metálico previamente lijado y cortado para que ofrezca mayor área de contacto. 2. Coloque el cobre que pesó en un vaso químico de 250 mL y agregue lentamente 3 mL de HNO3 concentrado (al usar HNO3 se libera muchos vapores de NO2, luego este paso deberá realizarse en la cámara de extracción. 3. Agregue, cuando todo el cobre metálico haya desaparecido de la solución resultante (celeste), 1 mL de NH4OH 8 M, utilizando una pipeta. 4. Caliente la solución hasta que hierva por un minuto. 5. Enfrié la solución en un baño refrigerante (agua fría). 6. Con la solución fría, agregue de una bureta que contiene una solución KI con Na2S2O3, la cantidad necesaria para obtener un cambio de color de un precipitado chocolate turbio a un crema violeta claro o amarillo claro. 7. Pese un papel filtro y, utilizando el método que el profesor asigne, filtre el precipitado. Lave con agua caliente el precipitado hasta que el líquido que drene esté claro. 8. Deje secar el precipitado, durante toda la noche. 9. Pese al día siguiente el precipitado seco.
RESULTADOS: 1. Peso del cobre
__________
2. Peso del precipitado + papel filtro
__________
3. Peso del papel filtro
__________
4. Peso del precipitado
__________
5. Peso del yodo
__________
CÁLCULOS: 1. % de Cu con el compuesto 2. % de I en el compuesto 3. Escriba la fórmula empírica del compuesto de yoduro de cobre 4. Enliste 3 posibles fuentes de errores experimentales que puedan llevarlo a obtener una fórmula empírica equivocada. 5. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales
BIBLIOGRAFÍA: 1. Macdonald, D..J. , Journal of Chemical Education. Vol.. 60, No. 2, 1983. Pág., 147 2. Petrucci, P.H. 1997 Química General. Fondo Educativo Interamericano, México, D.F. pág., 54. 3. Brown, T. Lemay, H. E. Y Bursten, B. E. 1998 Química La Ciencia Central, 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana, S.A.
