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