COLEGIO SAN PABLO

MATERIAL DE TRABAJO DEL ESPACIO CURRICULAR

QUÍMICA IIIDOCENTE: Ing. Ana Chalabe

ALUMNO:

CURSO:

AÑO 2012

PRESENTACIÓN

Durante mucho tiempo se ha discutido sobre qué, para qué y cómo enseñar Química a los

jóvenes en edad escolar. El objetivo se centró en enseñarles hechos o teorías, de tal forma que

pudieran aprobar el espacio curricular, o en lo posible, aprobaran el ingreso a la Universidad.

Sin embargo, se han logrado pocos aprendizajes eficientes y los alumnos abandonan el

colegio con pocos conocimientos y casi ninguna estrategia de estudio.

El problema se basa en que aprender Ciencias NO ES acumular conocimientos, sino

adquirir capacidad de razonamiento y metodología para analizar y resolver problemas de la vida

cotidiana. El objetivo deberá ser entonces, proveerlo de actitudes, normas y valores que le

permitan dar sentido a todo lo aprendido, aplicarlo en diferentes contextos y situaciones.

Desarrollar en ustedes la actitud de investigar, diseñar experimentos, esmerarse en encontrar

sus propias respuestas.

Enseñarles Química no para aprobar, sino para motivarlos. No para solamente sacar el

seis, sino para construir conocimientos sacando provecho de la metodología de trabajo propia de

esta disciplina.

Para ello, vamos a hacer hincapié en la aplicación de lo aprendido para comprender

fenómenos de la vida cotidiana, para poder reproducir esos fenómenos a través de experiencias

que les ayuden a desarrollar destrezas que luego les redundarán en habilidades útiles para su

vida laboral.

Para que encuentren relación entre lo aprendido y lo que les toca vivir, y tomen

decisiones sin depender de la propaganda y otras manipulaciones.

En fin, se intentará con este curso de Química III que todos se lleven una idea de la

Química “como una fascinante empresa humana para conocer el comportamiento de las

sustancias” y no “como símbolos incoherentes, enumeraciones de procedimientos rutinarios y

sin sentido”.

OBJETIVO GENERAL

MOSTRARLES LAS CARAS DE LA QUÍMICA:

LA CARA TECNOLÓGICA

LA CARA ARTESANAL

LA CARA MÁGICA

PARA QUE SE MARAVILLEN PRIMERO, Y LUEGO PIDAN LA EXPLICACIÓN RACIONAL.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

En este tercer curso de Química se buscará como objetivos principales:

o Acercarlos al trabajo de laboratorio, con TODO lo que éste implica: Respetar pautas,

orden y limpieza; adquirir habilidades de manejo de material y equipamiento; acordar

acciones con su grupo de trabajo; descubrir las leyes básicas de la Química a través de la

observación y registro de resultados; valorar el aporte que cada uno, con sus propias

fortalezas y debilidades, puede brindar al grupo en la consecución de los resultados

esperados; presentar en tiempo y forma los resultados de cada experiencia en un informe de

características técnicas (de acuerdo a normas vigentes)

o Consolidar lo aprendido en los dos primeros cursos de Química, relacionándolo con

fenómenos de la vida cotidiana

o Proveerlos de estrategias metodológicas y su correspondiente marco teórico ya que

ambos le permitirán un mejor desempeño en la Universidad

o Lograr que valoren las ventajas del trabajo científico y puedan aplicarlas en otros

contextos cotidianos.

EXPECTATIVAS DE LOGRO

Se espera que:

Revisen los contenidos tratados en los dos primeros cursos de Química, y

completen el esquema solicitado por los ingresos universitarios [conocimientos]

Desarrollen diferentes experimentos en el laboratorio [técnicas, destrezas]

Se lleven una idea global de la Química y las aplicaciones que tiene en la

vida diaria.

Desarrollen hábitos de estudio, de responsabilidad, de trabajo en orden, de

prolijidad y claridad en sus informes y escritos, a fin de incorporarlos como práctica

habitual en sus trabajos.

CRITERIOS DE ACREDITACIÓN

Para aprobar este espacio curricular, deberán:

Llevar al día su carpeta personal

Completar todos los trabajos prácticos que se soliciten, presentarlos y

corregirlos según las indicaciones

Aprobar (o recuperar) los coloquios pre-laboratorio

Desarrollar los prácticos de laboratorio siguiendo las pautas

preestablecidas, y respetando el Código de Higiene y Seguridad

Presentar y aprobar (o recuperar) los informes de cada experiencia de

Laboratorio

PROGRAMA DE CONTENIDOS

BLOQUE I: Química Inorgánica

UNIDAD 1: Revisión General

Contenidos conceptuales:Conceptos fundamentales: materia, sustancia, compuesto, elemento, mezcla, soluciones (soluto, solvente, concentración).Sistemas materiales. Clasificación. Fases. Separación y fraccionamiento.Compuestos químicos. Formulación inorgánica. Ecuaciones químicas. Estructura de Lewis de los compuestos. Uniones químicas. Contenidos procedimentales:Expresar correctamente los conceptos solicitados. Utilizar vocabulario apropiado al nivel. Identificar cada concepto en la realidad que los rodea. Identificar sistemas materiales y aplicar las técnicas adecuadas para separarlos o fraccionarlos según corresponda. Escribir las fórmulas de los compuestos químicos y sus ecuaciones de formación. Representar mediante estructuras electrónicas los compuestos, identificando las uniones presentes.

UNIDAD 2: El Laboratorio de Química

Contenidos conceptuales:Características generales. Normas de trabajo. Distribución. Seguridad. Materiales: identificación, características. Sustancias disponibles. Precauciones específicas. Informes de laboratorio. Metodología de trabajo.Contenidos procedimentales:Trabajar un código de seguridad en el laboratorio detalladamente.Manipular material de laboratorio respetando las normas preestablecidas. Identificar las sustancias y los elementos solicitados. Nombrar los materiales usando vocabulario técnico. Reconocer los elementos de seguridad como indispensables para el trabajo en el laboratorio.

UNIDAD 3: Reacciones químicas

Contenidos conceptuales:Clasificación. Reacciones de metátesis: neutralización y precipitación. Reacciones Redox. Distintos casos. Aplicaciones. Electroquímica: introducción.Contenidos procedimentales:Aplicar los conceptos en la resolución de problemas, en los trabajos de laboratorio, en la interpretación de fenómenos observados. Representar las reacciones con ecuaciones químicas adecuadas.

UNIDAD 4: Soluciones II

Contenidos conceptuales:Propiedades coligativas. Variación de la presión de vapor. Presión osmótica. Ascenso ebulloscópico. Descenso crioscópico. Aplicaciones.Contenidos procedimentales:

Aplicar los conceptos en la resolución de problemas, en los trabajos de laboratorio, en la interpretación de fenómenos observados. Representar las reacciones con ecuaciones químicas adecuadas.

UNIDAD 5: Cinética Química

Contenidos conceptuales:Velocidad de reacción. Teoría de las colisiones. Teoría del complejo activado. Mecanismos de reacción. Modificación de la velocidad de reacción: concentración de reactivos, temperatura, catalizadores.Contenidos procedimentales:Analizar los casos planteados en ecuaciones escritas y en el laboratorio. Sacar conclusiones por aplicación de conceptos.

UNIDAD 6: Equilibrio químico

Contenidos conceptuales:Concepto. Constante de equilibrio. Tipos de equilibrio. Principio de Le Chatelier. Equilibrio iónico en soluciones acuosas. Distintos casos. pH y pOH. Efecto del ión común. Soluciones buffer. Equilibrio de solubilidad. Precipitación fraccionada.Contenidos procedimentales:Aplicar los conceptos en la resolución de problemas, en los trabajos de laboratorio, en la interpretación de fenómenos observados. Representar las reacciones con ecuaciones químicas adecuadas.

BLOQUE II: Química Orgánica

UNIDAD 7: Formulación orgánica

Contenidos conceptuales:El átomo de Carbono. Hibridación. Características que la hibridación confiere a las moléculas orgánicas. Nomenclatura. Funciones orgánicas: hidrocarburos, benceno, alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos, anhídridos de ácido, ésteres, aminas, amidas, nitrilos, otros compuestos. Ejercicios de nomenclatura. Propiedades físicas y químicas de los compuestos orgánicos.Contenidos procedimentales:Adquirir una visión general de las propiedades de los distintos compuestos orgánicos relacionándolas con sus estructuras. Representar mediante ecuaciones adecuadas las distintas propiedades químicas. Explicar los mecanismos de reacción. Reconocer la acción de los catalizadores y su forma de actuar. Aplicar conceptos de estequiometria a las recciones humanas.

UNIDAD 8: Isomería

Contenidos conceptuales:Concepto. Tipos de isomería. Ejemplos y descripción de características específicas. Aplicaciones.Contenidos procedimentales:Identificar en las moléculas las distintas posibilidades de isomería. Reconocer en las estructuras las propiedades que la isomería induce.

UNIDAD 9: Moléculas biológicas

Contenidos conceptuales:Conceptos básicos. Relación con la Biología.

Hidratos de carbono.

Ácidos nucleicos.

Lípidos.

Proteínas.

Características generales. Estructura. Propiedades físicas y químicas. Reacciones

principales. Identificación.

Contenidos procedimentales:Reconocer las moléculas biológicas por su estructura. Nombrarlas adecuadamente. Aplicar los conceptos para interpretar las observaciones de laboratorio en cuanto a sus propiedades físicas y químicas.

Contenidos actitudinales generales Respetar las normas de trabajo en el laboratorio

Cuidar el material propio, del colegio y de los compañeros

Cumplir con las indicaciones generales antes de cada guía de trabajo práctico o de laboratorio

Interés por mantener al día su material de trabajo: carpeta de teoría, trabajos prácticos, informes de laboratorio

Curiosidad ante la observación de fenómenos y su posterior representación con ecuaciones químicas

Atención en TODO momento (en el aula y en el laboratorio)

BIBLIOGRAFÍA DE CONSULTA QUÍMICA, ESTRUCTURA, PROPIEDADES Y TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA. Alicia Candás, Diego

Fernández, Gabriel Gordillo, Esther Wolf. Editorial Estrada. Buenos Aires. Año 2.000

QUÍMICA, ESTRUCTURA, COMPORTAMIENTO Y TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA. Mónica Alegría, Ricardo Franco, Mariana Jaul, Edith Morales. Editorial Santillana. Buenos Aires. Año 2.007

QUÍMICA. Juan Botto, Marta Bulwik, y equipo. Editorial Tinta Fresca. Buenos Aires. Año 2.006

QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA. Biasoli, Weitz, Chandías. Editorial Kapelusz. Buenos Aires. Año 1997

QUÍMICA I MANUAL. Tunde Bajah, A. Godman. Editoriales Voluntad y Longman. Londres. Año 1997

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA BIOLÓGICA. Facultad de Ciencias Médicas de la Universidad Nacional de Córdoba. Año 2004

CARTILLAS DE LAS CÁTEDRAS DE QUÍMICA. Universidad Nacional de Salta.

UNIDAD 1: REVISIÓN GENERAL UNIDAD 1: REVISIÓN GENERAL Conceptos fundamentales

MEZCLAS HETEROGÉNEASDos o más sustancias en fases

físicamente diferentes

COMPUESTOSSustancias que

contienen dos o más elementos

distintos, combinados

químicamente en proporciones de masa definidas

SOLUCIONESSistemas en el que una o más

sustancias están mezcladas de

forma homogénea en otra sustancia.

ELEMENTOSSustancia

fundamental que no se

puede descomponer en otras más

sencillas mediante métodos físicos o

químicos.

MEZCLASSistema material que consta de dos

o más sustancias

SUSTANCIAS PURASCada tipo particular de materia.

MATERIATodo aquello que tenga

masa y ocupe un lugar en el espacio

SOLVENTEEl componente que

disuelve(más abundante en la

mezcla)

Concentración Cantidad de soluto

presente en una cantidad dada de

solvente o soluciónFracción molar

Número de moles de soluto sobre número total de moles

en la solución

Partes por millón (ppm) Miligramos de soluto por

litro de solución

Normalidad Equivalentes de soluto

en 1 litro de solución

Molalidad Moles de soluto en 1 kilo de solvente

Molaridad Moles de soluto en 1 litro de solución

% masa en volumenGramos de soluto en

100ml de solución

% masa en masaGramos de soluto

en 100g de solución

SOLUTOEl componente que se disuelve

(menos abundante en la

mezcla)

SISTEMAS MATERIALES

SISTEMAS MATERIALES

SUSTANCIAS PURAS

ELEMENTOS

COMPUESTOS

MEZCLAS

HOMOGÉNEAS SOLUCIONES

HETEROGÉNEAS

DISPERSAS

GROSERAS

FINAS

COLOIDALES

FORMULACIÓN INORGÁNICAFORMULACIÓN INORGÁNICA

NOMENCLATURA

TRADICIONAL

Se usan las terminaciones OSO o ICO según actúen con la valencia mayor o con la menor

(Recordar, para elementos con más de dos valencias: PER-ICO; ICO; OSO; HIPO-OSO)

SISTEMÁTICAO de IUPAC. Los elementos llevan prefijos griegos que indican la cantidad presente. Ej: tetra, penta, etc.

STOCKIncluye los llamados “numerales de Stock” que son números romanos que indican la valencia.

CASOS ESPECIALES1) AMONIO

Al analizar la estructura electrónica del amoníaco, se observa un par de electrones que no participan de ningún enlace. Al estar disuelto en agua, aparece un catión hidrógeno que al ser positivo, es atraído hacia este par libre, formando el catión amonio: NH4

+. Al estar presentes el catión amonio y el oxhidrilo, se forma un hidróxido de amonio.

SALES

HIDRÓXIDOS + ÁCIDOS

ÓXIDOS ÁCIDOS+

AGUA

ÓXIDOS BÁSICOS+

AGUA

NO METAL+

OXÍGENO

METAL+

OXÍGENO

2) FÓSFORO Y ARSÉNICO

Con las dos valencias, forman ácidos especiales según la cantidad de agua usada en la reacción. Así, por ejemplo:

+ H2O HPO3 (ácido METAfosfórico)

P2O5 + 2 H2O H4P2O7 (ácido PIROfosfórico)

+ 3 H2O H6P2O8 (ácido ORTOfosfórico)

Esto mismo ocurre con la menor valencia (ácido metafosforoso, pirofosforoso, ortofosforoso, etc.). El prefijo “orto” puede omitirse, de modo que cuando decimos “ácido arsenioso” por ejemplo, nos referimos al ortoarsenioso.

3) SILICIO

A partir del óxido de silicio (sílice) si se produjera la combinación con agua (cosa que en la realidad no ocurre) podríamos tener:

SiO2 + H2O H2SiO3 ácido metasilícico

+ 2H2O H4SiO4 ácido ortosilícico

4) BORO

Combinando el óxido con tres moléculas de agua, obtenemos el ácido ortobórico. Y combinando dos moléculas de óxido con una de agua, obtenemos el ácido tetrabórico.

B2O3 + H2O H2B2O4 HBO2 Ácido metabórico

B2O3 + 3 H2O H6B2O6 H3BO3 Ácido ortobórico

2 B2O3 + H2O H2B4O7 Ácido tetrabórico

5) CROMO

CrO3 + H2O H2CrO4 Ácido crómico

2 CrO3 + H2O H2Cr2O7 Ácido dicrómico

Finalmente, es importante recordar que existen distintos tipos de sales:

SALES NEUTRAS las que se forman combinando un hidróxido y un ácido.

SALES ÁCIDAS el ácido que participa en la formación tiene sustitución parcial de hidrógenos

SALES BÁSICAS el hidróxido que participa en la formación conserva grupos oxhidrilos

SALES DOBLES participan dos metales distintos

ECUACIONES QUÍMICASLas reacciones químicas pueden representarse de modo abreviado mediante, el empleo

de las fórmulas de las substancias químicas que intervienen en el proceso. Este modo de

representación constituye una ecuación química.

El primer paso para escribir una ecuación es consignar las fórmulas de todas las

substancias colocando a la Izquierda de una flecha las fórmulas de las substancias iniciales que

dan lugar al proceso y que se conocen como substancias reaccionantes o reactivos, y a la derecha

las de las substancias finales que se originan denominadas productos de la reacción o

productos. Este primer paso constituye una ecuación indicada, o esquematizada (sin ajustar).

Puesto que una transformación química consiste en realidad en la agrupación distinta de

los átomos que forman las substancias reaccionantes para dar lugar a los productos de la

reacción, el número de átomos de cada clase debe permanecer invariable y ser el mismo en los

dos miembros de la ecuación. En consecuencia, el segundo paso consiste en igualar la ecuación

indicada para lo cual se coloca delante de cada fórmula un número entero o coeficiente, el cual

corresponde al menor número de moléculas (o de las agrupaciones de átomos representativas

de la fórmula empírica del cuerpo cuando no existen verdaderas moléculas) necesarias para que

el proceso elemental tenga lugar.

Consideremos la reacción entre el vapor de agua y el hierro al rojo para formar hidrógeno

y óxido de hierro magnético. La ecuación indicada (sin ajustar) de este proceso es

Fe + H2O   Fe3O4 + H2

la cual expresa tan sólo, de un modo cualitativo, la naturaleza de las substancias que

intervienen en la transformación. Esta ecuación indicada puede fácilmente igualarse. Para formar

una supuesta moléculá de Fe3O4 se necesitan 3 átomos de hierro y 4 de oxígeno, para lo cual

debe haber a la izquierda de la flecha, substituida casi siempre por un signo igual, 3 átomos de

hierro y 4 Moléculas de agua, las que darán lugar también a 4 Moléculas de hidrógeno. La

ecuación correctamente igualada es

3 Fe + 4 H2O   Fe3O4 + 4 H2

La ecuación igualada representa a su vez una relación cuantitativa entre las cantidades de

los cuerpos reaccionantes, ya que cada fórmula equivale a un mol de la sustancia

correspondiente. La ecuación anterior puede leerse como sigue: 3 moles de hierro (3 x 55,85 g)

reaccionan con 4 moles de agua (4 x 18,016 g) para dar lugar a 1 mol de óxido de hierro

magnético (231,55 g) y a 4 moles de hidrógeno (4 x 2,016 g). Esta relación cuantitativa es la que

determina el carácter de verdadera ecuación matemática a las ecuaciones químicas.

Cuando intervienen en la reacción substancias gaseosas, un mol equivale también a un

volumen molar cuyo valor depende de las condiciones de presión y temperatura a que se

considera el gas e igual a 22,4 litros en las condiciones normales.

A veces no es necesario escribir una ecuación molecular completa, en rigor no es posible

hacerlo para algunas reacciones, en especial para aquellas que se verifican en disolución. En

estos casos son suficientes ecuaciones parciales, en particular cuando no se necesitan los pesos

totales de las substancias que intervienen en la reacción y sólo interesa el mecanismo de ella. Por

ejemplo, cuando se agrega una disolución de cloruro sódico a otra de nitrato de plata se produce

un precipitado blanco de cloruro de plata. Esta reacción puede expresarse por las ecuaciones

siguientes:

Estos compuestos están constituidos por átomos o grupos de átomos con carga eléctrica

(iones) positiva y negativa, y que en la disolución se mueven separadamente. Por ello, la

ecuación 1) expresa la reacción química que tiene realmente lugar y sirve exactamente para las

que se producen entre cualquier cloruro soluble y cualquier sal de plata soluble que forman un

precipitado de cloruro de plata. La ecuación 2) se utiliza cuando interesa calcular la cantidad de

alguna de las substancias reaccionantes puesto que el cálculo exige necesariamente el empleo de

las fórmulas moleculares. La ecuación 3) es igual esencialmente a la 2), pero al indicar

separadamente los iones en los compuestos de este tipo muestra cuál de ellos queda en la

disolución en estado iónico.

ESTRUCTURA DE LEWIS DE LOS COMPUESTOSLos gases nobles se encuentran formados por átomos aislados porque no requieren

compartir electrones entre dos o más átomos, ya que tienen en su capa de valencia ocho

electrones, lo que les da su gran estabilidad e inercia.

Los otros elementos gaseosos en cambio, se encuentran siempre formando moléculas

diatómicas. Veamos por qué.

Cada átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de valencia, le falta sólo uno para

lograr completar los ocho, que según la Regla del Octeto, le dan estabilidad.

Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo de flúor, ambos

tendrán ocho electrones a su alrededor y se habrá formado un enlace covalente con esos dos

electrones que se comparten entre ambos átomos

Esta idea de la formación de un enlace mediante la compartición de un par de electrones

fue propuesta por Lewis, y sigue siendo un concepto fundamental en la comprensión del enlace

químico.

Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de

Oxígeno

Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones, es

necesario que compartan entre ellos DOS pares electrónicos. A esta situación se le conoce como

DOBLE ENLACE.

De manera análoga, la formación de la molécula diatómica de nitrógeno mediante el

modelo de Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N, para que ambos

completen el octeto.

El hidrógeno elemental también está constituido por moléculas diatómicas, pero debido a

que están formadas por átomos con un solo electrón, es imposible que cumpla con la regla del

octeto, el hidrógeno sólo tiende a tener DOS electrones alrededor.

Otros ejemplos de sustancias gaseosas, pero formados por dos elementos son; los óxidos

de carbono, los óxidos de nitrógeno y los halogenuros de hidrógeno.

A continuación se ve la representación de Lewis para estos últimos; X puede ser F, Cl, Br

ó I, todos ellos tienen siete electrones en su capa de valencia:

Otros ejemplos de compuestos gaseosos formados por moléculas con más de dos

átomos, son: los dióxidos de carbono, nitrógeno y azufre, (CO2, NO2, SO2). El amoniaco (NH3), el

metano (CH4), y el sulfuro de hidrógeno (H2S).

Método general para obtener estructuras de Lewis

1. Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula

química.

2. Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual puedes

utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta información también conoces el número

total de electrones de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos.

3. Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los átomos presentes

entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces

sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente

información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas alguna otra

información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y

varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.

4. Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho

electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno es una

excepción y tan sólo tendrá dos puntos.

5. Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu

estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la regla

del octeto.

Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la Tabla 5 se resume la determinación de

la estructura de puntos del cloroformo, CHCl3. El compuesto cumple con la regla del octeto y al

completar los octetos de carbono y cloros nos encontramos con los 26 electrones de valencia en

total.

Tabla. Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3.

Molécula

Tipo y número de

átomos

Electrones de valencia de cada átomo

Número total de electrones de valencia

Estructura del esqueleto

Arreglo de los puntos

CHCl3 C=1H=1Cl=3

C=4H=1Cl=7

C=1x4=4H=1x1=1

Cl=3x7=21TOTAL=26

 

Moléculas con enlaces dobles y triplesYa vimos como el modelo de Lewis explica las moléculas de O2 y de N2. Tomemos ahora el

caso del dióxido de carbono (CO2) y tratemos de dibujar su estructura de puntos. En la Tabla 6 se

resumen la información necesaria y las estructuras posibles para esta molécula.

Otros ejemplos de moléculas con enlaces múltiples son el cianuro de hidrógeno, HCN y el

formol, H2CO. Dibuja sus estructuras de Lewis.

Tabl. Determinación de la estructura de puntos del CO2.

Molécula

Tipo y número de átomos que

forman la molécula

Electrones de valencia de cada átomo

Número total de electrones de

valencia

Estructura del esqueleto

Arreglo de los puntos

CO2 C=1O=2

C=4O=6

C=1 x 4=4O=2 x 6=12TOTAL=16

O-C-O

 

La capa de valenciaLos gases inertes se caracterizan por su casi total inactividad química (no se combinan con

otros elementos para formar sustancias compuestas). Esta estabilidad se atribuye a que tienen

su última órbita electrónica completa con ocho electrones, a excepción del Helio que tiene dos.

En cambio, los otros elementos, cuya última capa está incompleta, reaccionan entre sí para

formar compuestos. En consecuencia, los químicos han encontrado una relación entre la

estructura electrónica y las posibilidades de reaccionar químicamente.

Los átomos que tienen pocos electrones en su última capa (1, 2 ó 3) tienden a perderlos:

son los metales. Por otra parte, los átomos que tienen más electrones en la última órbita (5, 6 ó

7) tienen tendencia a recibir los electrones para completar dicha capa.

Por esto se deduce que “los electrones de la última órbita externa son los principales

responsables de las características químicas de los átomos”.

Debido a esta “capa de valencia” y a los electrones que en ella se encuentran (los

electrones de valencia), los elementos químicos se clasifican en cuatro grupos:

a) Gases inertes: presentan completa la última órbita con estructura s2p6. Pertenecen al grupo 18 de la tabla periódica.

b) Elementos representativos: son los que tienen su última órbita incompleta. El electrón diferencial se encuentra en los subniveles s o p. Corresponden los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 de la tabla.

c) Elementos de transición: presentan sus dos últimas órbitas incompletas. El electrón diferencial está ubicado en los subniveles d. Por lo que, el electrón que se agrega lo hace en la anteúltima capa. Corresponden los grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12 de la tabla periódica.

d) Elementos de transición interna: presentan sus tres últimas órbitas incompletas. El electrón diferencial se halla en el subnivel f. Se llaman “tierras raras” e incluyen lantánidos y actínidos.

Las ideas actuales para explicar las uniones entre los átomos para formar moléculas,

tienen su origen en la Teoría del Octeto electrónico formulada por Gilbert Lewis y Walter Kossel

en 1916, que establece:

1- Los gases inertes son estables por tener su órbita externa completa. Sus moléculas son monoatómicas.

2- Los metales y no metales, con menos de ocho electrones en la última órbita, tienen actividad química: sus átomos se unen formando moléculas constituidas por dos o más átomos. Lo hacen tratando de lograr la configuración del gas noble más cercana.

3- Los elementos cercanos al Helio procuran adquirir la configuración electrónica de este gas inerte.

En síntesis: LOS ÁTOMOS CEDEN, GANAN O COMPARTEN ELECTRONES PARA ADQUIRIR

LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL GAS INERTE MÁS CERCANO EN LA TABLA PERIÓDICA.

UNIONES QUÍMICASSon las atracciones entre los átomos que llevan a la formación de compuestos. Un átomo

aislado sólo experimenta fuerzas entre el núcleo y los electrones. Pero al acercarse a otro átomo,

los electrones sienten la influencia de los dos núcleos. Esta “interacción” origina la atracción

entre los átomos que constituye el enlace químico. Encontramos tres formas en las que se unen

los átomos:

I UNIÓN IÓNICASe presenta normalmente entre los átomos de un metal y de un no metal.

EJEMPLO: el cloruro de sodio

CONCLUSIÓN: la unión iónica es aquella en que hay transferencia de electrones de un

metal a un no metal, formándose cationes y aniones respectivamente, que se mantienen

unidos por fuerzas electrostáticas.

II UNIÓN COVALENTESe observa en compuestos formados por elementos no metálicos entre sí. Los átomos

comparten electrones de a pares, para completar el octeto externo. Hay varios casos:

a) Según la cantidad de pares de electrones compartidos:

a. Simples molécula de hidrógeno

b. Dobles monóxido de azufre

c. Triples molécula de nitrógeno

b) Según la fuerza con que cada núcleo atrae al par electrónico compartido:

a. Covalente no polar molécula de oxígeno

b. Covalente polar molécula de agua

c) Según cuál de los átomos aporta el par electrónico compartido:

a. Covalente propiamente dicha ácido clorhídrico

b. Covalente coordinada o dativa dióxido de azufre

III UNIÓN METÁLICASe experimenta entre átomos de metales, es decir, de elementos de baja

electronegatividad. Los electrones externos son poco atraídos por los núcleos atómicos por lo

que permanecen “relativamente libres” entre la red de cationes metálicos. Por ello, los

electrones que participan de la unión no pertenecen a ninguno de los átomos en particular.

Forman un “mar de electrones” en el que “flotan” los núcleos atómicos. La estructura es muy

compacta.

ATRACCIONES ENTRE LAS MOLÉCULASComo consecuencia de las estructuras diferentes que presentan las moléculas, aparecen

entre ellas fuerzas de atracción de distinta intensidad, que mantienen más o menos unidas a las

moléculas entre sí, modificando sus propiedades.

En general se conocen como FUERZAS DE VAN DER WAALS y pueden clasificarse en:

1) Fuerzas de London: se producen en moléculas no polares y son muy débiles, ya que se

forman por acción externa que polariza transitoriamente el enlace. Ej: los gases nobles a

muy bajas temperaturas se licuan a causa de estas fuerzas. Se conocen también como

fuerzas dipolo transitorio-dipolo transitorio.

2) Fuerzas dipolo-dipolo inducido : una molécula polar al estar cerca de otra no polar, le induce

un dipolo transitorio provocando la aparición de esta fuerza. Por ejemplo: pequeñas

cantidades de oxígeno que se disuelven en agua.

3) Fuerzas dipolo-dipolo : aparecen por aproximación de dos moléculas polares. Aumentan con

la polaridad del enlace. Por ejemplo: dióxido de azufre.

4) Puente hidrógeno : aparece en sustancias formadas por un átomo muy electronegativo y el

hidrógeno. Por ejemplo: agua, fluoruro de hidrógeno.

UNIDAD 2: EL LABORATORIO DE QUÍMICAUNIDAD 2: EL LABORATORIO DE QUÍMICAVamos a exponer a continuación las reglas que los estudiantes deben cumplir para trabajar

en el laboratorio. Haremos hincapié en tres aspectos:

La seguridad

La realización exitosa del experimento

El aspecto académico

NORMAS DE SEGURIDADEl laboratorio de química no es un lugar peligroso, pero puede llegar a serlo si se

desconocen ciertas normas básicas de trabajo. Se presentan a continuación las más importantes

referidas a la seguridad en el laboratorio:

1. Aún cuando el trabajo que se esté por realizar no implique tareas peligrosas, SIEMPRE debes

acudir a las clases de laboratorio con delantal, antiparras y tu equipo de toalla de mano y

guantes de látex (para usar en casos especiales).

2. Evita tocarte los ojos mientras estás trabajando. Si debes hacerlo, asegúrate de tener las

manos limpias.

3. Está terminantemente prohibido comer o beber en el laboratorio. Tampoco está permitido

ingresar al mismo, alimentos o bebidas.

4. Los zapatos deben ser cerrados y deberás usar pantalones largos (no shorts o polleras)

5. Debes conocer perfectamente los elementos de seguridad con que cuenta el laboratorio

(matafuegos, llaves de gas y electricidad, etc) para utilizarlos en caso de urgencia.

6. Si se derrama o te salpica un reactivo, lava inmediatamente con abundante agua y avisa a tu

profesor. Si te quemas o lastimas avisa de inmediato al docente a cargo.

7. Considera a todo reactivo como peligroso, a menos que el docente te indique

específicamente que no lo es.

8. NUNCA intentes probar un reactivo para conocer su sabor.

9. No acerques a tu nariz un recipiente para oler lo que contiene. Colócalo a unos quince a

veinte centímetros y abanica con tu mano para acercar los vapores a tu nariz.

10. Cualquier reacción que involucre gases o sustancias peligrosas debe realizarse “bajo

campana” o en condiciones similares. Y debes proveerte de barbijo para proteger tu rostro.

11. Algunos disolventes comunes (acetona, éter, etanol…) son MUY inflamables. Por lo tanto

NUNCA LOS MANIPULES cerca de llama.

12. Al calentar sustancias en un tubo de ensayo JAMÁS dirijas la boca del tubo hacia el rostro

tuyo o de tus compañeros.

13. Coloca los objetos calientes sobre una tela o rejilla de asbesto, no directamente sobre la

mesada.

14. Al mezclar un ácido con agua, agrega siempre el ácido al agua para evitar violentas

salpicaduras. Recuerda: “No debes darle de beber al ácido” porque en general, provocan

“explosiones”.

15. Sólo deber efectuar las prácticas indicadas por el docente. No intentes ver “qué pasa si

mezclo…” porque puedes provocar accidentes graves.

NORMAS DE TRABAJO Permiten asegurar el éxito de la práctica. Se refieren a conductas apropiadas para el

trabajo en el laboratorio.

1. Estudia cuidadosamente la práctica antes de llevarla a cabo. Estableceremos un régimen de

evaluación para controlar este “estudio” a fin de que la experiencia sea realmente

enriquecedora para ti y tus compañeros.

2. Al llegar al laboratorio, revisa que la caja asignada a tu grupo esté completa y en perfectas

condiciones. En caso de no ser así, debes avisar al profesor. Para poder cumplir con este

requisito, es imprescindible conocer la práctica y los elementos necesarios.

3. Si necesitan equipo extra deben solicitarlo al docente (para mantener el control del

laboratorio y su equipamiento)

4. Trabaja a conciencia. No debes distraerte ni hacer movimientos torpes (juegos, ademanes

exagerados, bromas que involucren gestos) para evitar provocar accidentes.

5. Mantén tu mesada limpia y ordenada para poder trabajar cómoda y correctamente.

6. Anota todas las observaciones en tu libreta de trabajo. No en hojas sueltas ni en la guía. La

libreta será solicitada en cualquier clase para su control y calificación.

7. Al terminar la práctica:

a. Comprueba que el material está completo, limpio y seco.

b. Devuelve el equipo extra que el profesor te prestó.

c. Limpia y seca la mesada de trabajo.

d. Revisa el piso y la pileta correspondiente, para dar aviso en caso de ser

necesario corregir algún error o resolver algún problema.

e. Asegúrate de que las llaves de gas y agua están cerradas.

f. Ordena los bancos debajo de la mesada.

g. Deja los materiales en la caja que te entregaron al comenzar.

NORMAS SOBRE ASPECTOS ACADÉMICOSHay tres elementos que permitirán evaluar las prácticas de laboratorio:

La libreta de trabajo

El informe de laboratorio

Los exámenes cortos

LA LIBRETA:

Se trata de un cuaderno o libreta en el que, a modo de “borrador” el alumno debe usar

para anotar todos los datos necesarios para la posterior confección del informe. Aunque se

trabaje en grupo, cada alumno debe tener su propia libreta y hacer sus propias anotaciones. No

es necesario un cuaderno de muchas hojas. Conviene que sea pequeño y está bien identificado.

Debe estar presente en TODAS las clases de química, aún cuando no se trate de práctica de

laboratorio. Esta libreta puede ser revisada y calificada durante cualquiera de las clases de

Química.

¿Cómo debe organizarse la libreta?

En la primera página, deberás confeccionar una carátula. La siguiente hoja debe contener

un índice que irás llenando a medida que realicemos las experiencias. Nos servirá de control del

avance que vamos realizando con el programa de estudios.

A partir de allí, debes consignar la fecha y el tema de la práctica de laboratorio realizada,

anotando todos los datos, comentarios y observaciones realizadas durante la clase. Estas

anotaciones te permitirán realizar el informe.

Conviene que las páginas de la libreta estén numeradas, para controlar mejor el contenido

y preparar el índice correctamente.

EL INFORME

En la clase siguiente a la realización de la práctica, cada alumno deberá entregar el informe

correspondiente a la misma. El informe debe contener necesariamente las siguientes partes:

1) Encabezado : con los datos del curso, alumno, grupo de trabajo, fecha y título de la

práctica. También un espacio para la calificación y observaciones del docente.

2) Objetivos de la práctica : se copian de la guía de trabajo, se solicitan al docente o se

comentan en clase. Se enuncian con los verbos en infinitivo.

3) Procedimiento : es la metodología que se sigue en la parte experimental. También se

incluyen los esquemas de los equipos utilizados para la experiencia.

4) Resultados y observaciones : en esta sección del informe se detallan los datos

consignados, las observaciones realizadas y los resultados obtenidos.

5) Conclusiones : se comenta la relación entre lo observado y los objetivos planteados. Se

enuncian oraciones cortas, concretas. Se incluyen ecuaciones químicas, y comentarios

sobre problemas que surgieron durante la práctica.

6) Apéndice : es posible que en algunas prácticas sea necesario incorporar apuntes o

fotocopias especiales para completar la información necesaria para informar un trabajo

realizado. Se incluye en el informe, al final del mismo, como apéndice.

LOS EXÁMENES CORTOS

Antes de realizar las prácticas, cada estudiante debe contestar unas preguntas teóricas

referidas al tema a tratar. En ellas se evalúan cuestiones sobre el procedimiento, el tema general

y los cuidados a tener en cuenta para realizar la misma. La calificación de estos exámenes cortos

se toma como una evaluación más por lo que constituye el 60% de la calificación final.

El alumno que no aprueba el examen corto previo a un laboratorio, puede llevar a cabo la

práctica, pero deberá resolver una guía adicional a fin de aprender los contenidos previstos en el

laboratorio. Le corresponderán entonces la calificación de la práctica, y la mala nota del

cuestionario, pero con la presentación de la guía de recuperación, se considerará que tiene

aprobada la práctica. A fin de año, recuperará los contenidos para poder aprobar la asignatura.

EL MATERIAL DE LABORATORIO

Vamos a presentar los materiales del laboratorio clasificados de una manera práctica, sin

que por ello se trate de una clasificación rígida o de la única posible. Simplemente, buscamos

incluir todos los elementos y agruparlos funcionalmente.

UTENSILIOS NO CALENTABLES

De material poco resistente a los cambios

de temperatura

PROBETAS

FRASCOS

TUBOS DE SEGURIDAD

EMBUDOS

AMPOLLA DE DECANTACIÓN

VIDRIO DE RELOJ

CÁPSULAS DE PETRI

UTENSILIOS QUE PUEDEN CALENTARSE TUBOS DE ENSAYO

MATRACES

ERLENMEYER

KITASATO

VASOS DE PRECIPITADO

CRISOL

CÁPSULA DE PORCELANA

UTENSILIOS INTERMEDIARIOS

Para mejor disposición de los otros

elementos. No entran en contacto directo

con las sustancias.

GRADILLAS

TELA DE AMIANTO

SOPORTE

TRÍPODE

TRIÁNGULO

TUBOS PARA CONEXIÓN

INSTRUMENTOS DE MEDICIÓN

Para regular el peso o el volumen de las

sustancias.

BALANZA

BURETA

PROBETA

PIPETA AFORADA

PIPETA GRADUADA

MATRAZ AFORADO

PHCHÍMETRO

APARATOS DE CALENTAMIENTO

Son fuentes de calor que utilizan

combustión de gases o electricidad

MECHERO

HORNO

DESCRIPCIÓN DETALLADA DEL MATERIAL

Pinzas o agarraderas

Imagen 1. Pinzas o agarradera

Permiten la sujección de diversos aparatos en los montajes experimentales.

Doble nuez

Imagen 2. Doble nuez

Una doble nuez es parte del material de metal utilizado en un laboratorio de química para sujetar otros materiales, como pueden ser, aros, agarraderas, etc.

Espátula

Imagen 3. Espátula

Una espátula es una herramienta que consiste en una lámina plana de metal con agarradera o mango similar a un cuchillo con punta roma.

Gradilla

Imagen 4. Gradilla

Una gradilla es una herramienta utilizada para sostener y almacenar tubos de ensayo, tubos eppendorf u otro material similar.

Generalmente son de metal.

Balanza de platillos

Imagen 5. Balanza de platillos

Es un instrumento utilizado para medir las masas de los cuerpos.

La balanza clásica se compone de una barra metálica llamada cruz, provista de tres prismas de acero llamados cuchillos. Sobre las aristas de los cuchillos de las extremidades se cuelgan los platillos. El central descansa sobre una columna vertical.

Las balanzas de precisión se colocan dentro de cajas de cristal para protegerlas del polvo y evitar pesadas incorrectas por corrientes de aire.

Actualmente son muy utilizadas las balanzas electrónicas.

Mechero o quemador Bunsen

Imagen 6. Mechero Bunsen

Un mechero o quemador Bunsen es un instrumento utilizado en laboratorios científicos para calentar o esterilizar muestras o reactivos químicos.

Pinzas de Mohr

Imagen 7. Pinzas de Mohr

Elemento de metal que se utiliza para sujetar otros elementos o materiales del laboratorio.

Pie universal o soporte universal

Imagen 8. Pie o soporte universal

El pie universal o soporte universal es un elemento que se utiliza en laboratorio para realizar montajes con los materiales presentes en el laboratorio y obtener sistemas de medición o de diversas funciones como por ejemplo un equipo de destilación.

Está formado por una base o pie en forma de semicírculo o de rectángulo, y desde el centro de uno de los lados, tiene una varilla cilíndrica que sirve para sujetar otros elementos a través de doble nueces. A él se sujetan los recipientes que se necesitan para realizar los montajes experimentales.

Tela metálica

Imagen 9. Tela metálica

Se utiliza como método de filtrado. Actúa como una barrera delgada que permite el paso sólo del fluido y no de las partículas sólidas en suspensión en él

Trípode

Imagen 10. Trípode

Sobre él se coloca la rejilla y el vaso o erlenmeyer que queramos calentar. El mechero se coloca debajo.

Cucharilla

Imagen 11. Cucharilla

Las espátulas y cucharillas se utilizan para coger de los frascos las cantidades que necesitemos de los productos.

Son de aleaciones resistentes a la corrosión.

Material de vidrioAgitador

Imagen 12. Agitador manual

Imagen 13. Agitador magnético

Un agitador es una varilla de vidrio que sirve para mezclar o revolver por medio de la agitación algunas sustancias.

También sirve para introducir sustancias líquidas de alta reacción por medio de escurrimiento y evitar accidentes.

Ampolla de decantación o de separación

Imagen 14. Ampolla de decantación o de separación

Las ampolla de decantación o de separación son recipientes con forma de pera provistos de una llave esmerilada. Se usan para separar líquidos de distinta densidad.

Balón de destilación (Matraz Florentino)

Imagen 15. Balón de destilación (Matraz Florentino)

Un balón de destilación Es un frasco de cuello largo y cuerpo esférico. Está diseñado para calentamiento uniforme, y tiene distintos grosores dependiendo de su uso.

Bureta

Imagen 16. Bureta

Son tubos de vidrio, calibrados, que suelen terminar en una llave. Se utilizan para medir líquidos. Por ejemplo en las valoraciones.

Hay otros tipos, como la de Mohr, que acaba con un tubo de goma que se cierra con una pinza, y la inglesa, que acaba con un remate especial.

Cristalizador

Imagen 17. Cristalizador

Un cristalizador es un elemento que consiste en un recipiente de vidrio de base ancha (que permite una mayor evaporación de las sustancias) y poca estatura. Permite cristalizar sustancias.

Kitazato

Imagen 18. Kitazato

Un kitazato es como un matraz Erlenmeyer pero con una tubuladura lateral.

Matraz Erlenmeyer

Imagen 19. Matraz Erlenmeyer

El matraz de Erlenmeyer son matraces de paredes rectas, muy usados para las valoraciones. Se pueden calentar directamente sobre una rejilla.

Matraz volumétrico o aforado

Imagen 20. Matraz volumétrico o aforado

En química, un matraz volumétrico o aforado es un recipiente con forma de pera, fondo plano y un cuello largo y delgado. Tienen una marca grabada alrededor del cuello que indica cierto volumen de líquido que es el contenido a una temperatura concreta.

Pipeta

Imagen 21. Pipeta

La pipeta es un instrumento volumétrico de laboratorio que permite medir líquido con bastante precisión.

Está formado por un tubo transparente que termina en una de sus puntas de forma cónica, y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) indicando distintos volúmenes.

Probeta

Imagen 22. Probeta

La probeta es un instrumento volumétrico, que permite medir volúmenes, aunque tiene menos precisión que la pipeta

Está formado por un tubo generalmente transparente de unos centímetros de diámetro, y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas).

RetortaUna retorta es un recipiente que se usa en la destilación de sustancias. Consiste en una vasija esférica con un "cuello" largo inclinado hacia abajo. El líquido a destilar se pone en el vaso y se calienta. El cuello actúa como un condensador, permitiendo

Imagen 23. Retortaa los vapores condensarse y fluir a través del cuello y para recogerlos en un vaso puesto el final del mismo.

Tubo de ensayo o prueba

Imagen 24. Tubo de ensayo o prueba

El tubo de ensayo o tubo de prueba consiste en un pequeño tubo de vidrio con una punta abierta y la otra cerrada y redondeada. Se utiliza en los laboratorios para contener pequeñas muestras líquidas.

Tubo refrigerante

Imagen 25. Tubo refrigerante

El tubo refrigerante se usa para condensar los vapores que se desprenden del balón de destilación, por medio de un líquido refrigerante que circula por este.

Varilla de vidrio

Imagen 26. Varilla de vidrio

Una varilla de vidrio es un fino cilindro que sirve para revolver disoluciones. En uno de sus extremos tiene plástico alrededor que sirve para arrastrar algo de soluto que se haya quedado en las paredes.

Vaso de precipitados

Imagen 27. Vaso de precipitados

Un vaso de precipitados es un simple contenedor de líquidos. Son cilíndricos con un fondo plano; se les encuentra de varias capacidades, desde un mL hasta de varios litros.

Vidrio de reloj

Imagen 28. Vidrio de reloj

El vidrio de reloj es una lámina de vidrio de forma cóncava-convexa. Su función principal es la de calentar.

Material de plástico

Pizeta o frasco lavador o matraz de lavado

Imagen 29. Pizeta o Frasco lavador

La pizeta es un frasco cilíndrico de plástico con pico largo, que se utiliza ara contener algún solvente, como el agua.

Probeta

Imagen 30. Probeta

La probeta es un instrumento volumétrico, que permite medir volúmenes, aunque tiene menos precisión que la pipeta

Está formado por un tubo generalmente transparente de unos centímetros de diámetro, y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas).

Propipeta

Imagen 31. Propipeta

Dispositivo de jebe que se utiliza junto con la pipeta para trasvasar líquidos de un recipiente a otro. Se utiliza para medir con las pipetas.

Evitar succionar con la boca líquidos venenosos, corrosivos o que emitan vapores.

ANÁLISIS DETALLADO DE ALGUNOS ELEMENTOS

PROPIPETAS

Cconectadas a la boca superior de una pipeta, facilitan la succión de un líquido sin más que

provocar una depresión (apretar A y oprimir la pera) y oprimir la válvula S. Para expulsar el

líquido, oprimir la válvula E.

MECHERO BUNSENEs el más común de los aparatos de calentamiento de un

laboratorio. Fue inventado por el químico alemán Robert Bunsen.

Consta de un tubo metálico vertical, llamado CAÑÓN (1) a cuya base llega la ENTRADA DE GAS (5) a través de un pequeño orificio llamado CHICLÉ (4). En la zona de éste, existen unas aberturas que permiten regular la entrada de aire, manipulando una ANILLA o VIROLA (3) que también tiene dos aberturas. El mechero se encuentra roscado al PIE (2) y se regula la entrada de gas mediante una LLAVE (6).

La expansión del gas a través del chiclé, succiona el aire exterior y produce una mezcla de gas-oxígeno que asciende por el cañón hasta la boca del mismo y produce la llama.

Si el mechero arde con la entrada de aire cerrada, la combustión es incompleta. La llama es de color anaranjado, por la presencia de partículas incandescentes de carbono. Esta combustión incompleta produce además de CO2 y H2O, C y CO y otros productos intermedios. Son llamas de bajo poder calorífico y altamente luminosas.

Si sostenemos sobre la llama una cápsula de porcelana en este caso, se observa un ennegrecimiento producido por al depósito de C.

Al abrir el paso de aire, la combustión es completa y se observan en la llama dos zonas claramente separadas por un cono azul pálido.

La parte exterior del cono presenta combustión completa, posee exceso de oxígeno y se producen altas temperaturas (zona oxidante).

En el interior del cono, los gases no se han inflamado. En el cono mismo hay zonas donde la combustión no es completa aún, existen gases no oxidados a CO2 y H2O. Por lo tanto, es una zona reductora de la llama.

Sosteniendo una cápsula de porcelana, se depositan gotitas de agua.

La llama producida por combustión completa es poco luminosa y de gran poder calorífico.

¿Cómo encendemos el mechero?

Cerramos totalmente la entrada de aire.

Abrimos el paso de gas ligeramente y acercamos lateralmente un fósforo encendido a la boca del cañón.

Regulamos la llave de gas hasta obtener la altura deseada.

Gradualmente, abrimos la entrada de aire. Si lo hacemos de golpe, el mechero puede apagarse.

Para aumentar la temperatura, debemos abrir más el flujo de gas y la entrada de aire.