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Universidad Tecnológica de Puebla

QUÍMICA Manual de asignatura

Carrera

Electricidad y Electrónica Industrial

Programa 2004

Ing. Sara Saldaña González

Carrera de Electricidad y Electrónica Industrial Química

Universidad Tecnológica de Puebla Ing. Sara Saldaña González Página 2

Créditos

Elaboró: Ing. Sara Saldaña González Revisó: Revisión ortográfica, formato y estilo:

Lic. José Luis Catzalco León Autorizó: Ing. Marcos Espinosa Martínez



Medidas de seguridad

El técnico electrónico trabaja con electricidad, dispositivos electrónicos, motores y

otras máquinas rotatorias. Tiene que usar frecuentemente herramientas de mano y

mecánicas para construir los prototipos de nuevos dispositivos a realizar experimentos.

Utiliza instrumentos de prueba para medir las características eléctricas de los

componentes, dispositivos y sistemas electrónicos.

Estas tareas son interesantes e instructivas, pero pueden presentar ciertos

riesgos si se efectúan descuidadamente. Por consiguiente es esencial que el estudiante

aprenda los principios de seguridad en cuanto comienza su carrera y que practique estos

ejercicios en toda su actividad subsiguiente de trabajo.

La realización del trabajo en condiciones de seguridad requiere seguir

deliberadamente un procedimiento apropiado para cada labor. Antes de emprender una

tarea, el técnico debe tener perfecto conocimiento de lo que tiene que hacer y de cómo

ha de hacerlo. Debe planear su labor, colocar en el banco de trabajo limpiamente y de

manera ordenada las herramientas, equipo e instrumentos que ha de necesitar. Debe

quitar todos los objetos extraños y apartar los cables todo lo posible de manera segura.

Cuando trabaje en máquinas rotatorias o cerca de ellas debe tener bien sujeto y

abrochado su traje de trabajo, de modo que no pueda ser enganchada ninguna parte de

él.

Las tensiones de línea (de energía) deben ser aisladas de tierra por medio de un

transformador de separación o de aislamiento. Las tensiones de línea de energía pueden

matar, por lo que no deben ponerse en contacto con ellas las manos ni el cuerpo. Se

deben comprobar los cables o cordones de línea antes de hacer uso de ellos, y si su

aislamiento está roto o agrietado no se deben emplear estos cables. El alumno debe

evitar el contacto directo con cualquier fuente de tensión. Medir las tensiones con una

mano en el bolsillo. Usar zapatos con suela de goma o una alfombra de goma cuando se

trabaja en el banco de experimentación. Cerciorarse de que las manos están secas y

que no se está de pie sobre un suelo húmedo cuando se efectúan pruebas y mediciones

en un circuito activo, o sea conectado a una fuente de tensión. Desconectar ésta antes

de conectar los instrumentos de prueba en un circuito activo.



Utilizar enchufes o clavijas de seguridad en los cables de línea de las

herramientas mecanizadas y equipos no aislados (clavijas con tres patas polarizadas).

No anular la propiedad de seguridad de estas clavijas utilizando adaptadores no

conectados a tierra. No invalidar ningún dispositivo de seguridad, tal como un fusible o

un disyuntor, cortocircuitándolo o empleando un fusible de más amperaje del

especificado por el fabricante. Los dispositivos de seguridad están destinados a

protegerle a usted y a su equipo.

UN COMPORTAMIENTO JUICIOSO Y CON SENTIDO COMÚN EN EL

LABORATORIO SERÁ GARANTÍA DE SEGURIDAD Y HARÁ SU TRABAJO

INTERESANTE Y FRUCTÍFERO.

PRIMEROS AUXILIOS.

Si ocurre un accidente, desconecte inmediatamente la red o línea de energía.

Comunique inmediatamente el accidente a su instructor.

Una persona accidentada debe permanecer acostada hasta que llegue el médico,

y bien arropado para evitar la conmoción. No intentar darle agua ni otros líquidos si está

inconsciente y asegurarse de que nada pueda causarle aún más daño. Se le cuidará

solícitamente manteniéndola en postura cómoda hasta que llegue el médico.

RESPIRACIÓN ARTIFICIAL.

Una conmoción eléctrica fuerte puede causar un paro respiratorio. Hay que estar

preparado para practicar la respiración artificial inmediatamente, si esto ocurre. Se

recomiendan dos técnicas:

1. Respiración de boca a boca, que se considera la más eficaz.

2. Método de Schaeffer.

Estas instrucciones no están destinadas a desanimarle, sino a advertirle de los

riesgos que se pueden presentar en el trabajo de un técnico electrónico.



Índice

Créditos ...............................................................................................................................2

Medidas de seguridad ........................................................................................................3

Índice ..................................................................................................................................5

Contenido ............................................................................................................................7

I. Conceptos básicos .................................................................................................8 1.1. Definición de Química y otros conceptos..................................................................8

1.2. Estructura Atómica..................................................................................................11

1.2.1. Modelos atómicos ........................................................................................11

1.2.2. Niveles y subniveles de energía ..................................................................12

1.2.3. Configuración electrónica y gráfica de Lewis...............................................13

1.3. Tabla periódica .......................................................................................................15

1.4. Enlaces químicos....................................................................................................22

II. Compuestos orgánicos e inorgánicos................................................................26 2.1. Compuestos orgánicos e inorgánicos.....................................................................26

2.1.1. Introducción a la química orgánica ..............................................................26

2.1.2. Alcanos, alquenos, alquinos ........................................................................27

2.1.3. Compuestos aromáticos ..............................................................................30

2.1.4. Inorgánicos: ácidos, bases, sales, anhídridos, óxidos metálicos, hidróxidos,

hidruros ...................................................................................................................32

III. Balanceo de ecuaciones ......................................................................................35 3.1. Reacción y ecuación química .................................................................................35

IV. Estequiometria ......................................................................................................38

4.1. Estequiometría, mol y número de Avogadro...........................................................38

V. Conceptos básicos ...............................................................................................40 5.1. Estados de la materia .............................................................................................40

5.2. Fuerzas de cohesión y fuerzas de repulsión ..........................................................40

5.3. Ley de Boyle, de Gay Lussac, Charles y la ley General de los gases....................41



VI. Ácidos, bases y equilibrio iónico ........................................................................44 6.1. Clasificación de Arrhenius, Bronsted – Lowry y Lewis ...........................................45

6.2. PH y POH ...............................................................................................................46

6.3. Neutralización .........................................................................................................46

VII. Operaciones unitarias en la industria.................................................................47 7.1. Describir los procesos contínuos y por lotes ..........................................................47

7.2. Destilación, cristalización y secado ........................................................................47

VIII. Electroquímica ......................................................................................................49 8.1. Electroquímica, electrólisis, electrolito y no electrolito............................................50

Manual de prácticas .........................................................................................................54

BIBLIOGRAFÍA..................................................................................................................82



Contenido

Horas

Teoría Práctica Total Página

I CONCEPTOS BÁSICOS 7 18 25 8

II COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS

3 3 6 27

III BALANCEO DE ECUACIONES 2 4 6 36

IV ESTEQUIOMETRIA 3 3 6 38

V CONCEPTOS BASICOS 2 4 6 40

VI ÁCIDOS BASES Y EQUILIBRIO IÓNICO 3 7 10 44

VII OPERACIONES UNITARIAS EN LA INDUSTRIA

2 4 6 47

VIII ELECTROQUÍMICA 7 18 25 49

MANUAL DE PRÁCTICAS Y EJERCICIOS

54

BIBLIOGRAFÍA 82



I Conceptos básicos

1.1. DEFINICIÓN DE QUÍMICA Y OTROS CONCEPTOS.

OBJETIVO: definir conceptos de química, materia y energía.

Saber en la Teoría (1hr.)

La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades químicas y

físicas, los cambios que sufre y las variaciones de energía que acompañan a estos

procesos. La materia incluye todo lo que es tangible, desde nuestros cuerpos hasta los

objetos más grandes del universo.

Materia es todo lo que tiene masa y ocupa espacio. La masa es una medida de la

cantidad de materia en una muestra de cualquier material. La materia puede clasificarse

en tres estados:

Sólido: las sustancias son rígidas y tienen formas definidas. Los volúmenes de

los sólidos varían poco con los cambios de temperatura y presión, las fuerzas de

interacción entre las partículas individuales determinan la dureza y la resistencia de los

cristales.

Líquido: las partículas individuales están confinadas en un volumen dado. Un

líquido fluye y adopta la forma del recipiente que lo contiene. Los líquidos son muy

difíciles de comprimir.

Gas: ocupa todo el recipiente en que está contenido. Los gases pueden

expandirse hasta el infinito y se comprimen con facilidad. Son menos densos que los

líquidos y los sólidos. Sus partículas individuales están muy separadas de tal manera

que constituyen el espacio vacío.



Energía: es la capacidad que posee un cuerpo para realizar trabajo o transferir

calor. Cuando ocurre una reacción química ocurre desprendimiento de energía (reacción

exotérmica), y cuando hay una reacción endotérmica existe absorción de energía.

Existen muchas formas de energía, como energía mecánica, luminosa, eléctrica y

calorífica entre otras. La energía se clasifica en dos tipos principales: Energía cinética y

energía potencial.

La energía cinética: representa la capacidad para realizar trabajo directamente

se transfiere fácilmente entre objetos.

La energía potencial: es la energía que posee un objeto debido a su posición,

condición o composición.

1.1.2 DEFINIR Y CLASIFICAR SUSTANCIAS PURAS, ELEMENTO, COMPUESTO Y

MEZCLAS.

Sustancias puras. Son aquellas cuyas propiedades y composiciones son variables al pasar de una

muestra a otra.

Las sustancias puras también se llaman especies químicas. El análisis cualitativo

da a conocer los elementos que la integran, al examinar especialmente sus propiedades

o constantes físicas que son: densidad o peso específico, punto de ebullición, punto de

fusión y calor específico.

Elemento: Es la sustancia que no puede descomponerse en otras más simples

por medios químicos. Está compuesta por una sola clase de átomos.

Compuesto: Se define como una sustancia formada por dos o más elementos en

proporciones fijas.

Mezcla: Es una combinación de materia compuesta de cantidades variables de

dos o más sustancias cada una reteniendo su identidad y propiedades.

Mezcla homogénea; aquella que posee propiedades uniformes también se le

conoce como disolución, por ejemplos los metales, el aire, el agua salada.



Mezcla heterogénea; es la mezcla que cuyos componentes poseen propiedades

diferentes perceptibles a simple vista. Por ejemplo, la sal y el carbón arena y azúcar

entre otros.

1.1.3 DEFINIR LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA.

Cuando ocurre una reacción química se ha demostrado que la materia inicial es

igual al producto final, de aquí se deduce la ley de la conservación de la materia: “No

hay cambio observable en la cantidad de materia durante una reacción química o una

transformación física”.

En las reacciones químicas se ha demostrado que toda la energía implicada en el

proceso químico o físico aparece de alguna forma después del cambio. Estas

observaciones se sintetizan en la ley de la conservación de la energía. “La energía no

puede crearse ni destruirse en una reacción química o proceso físico. Sólo puede

convertirse de una forma a otra”.

1.1.4 EXPLICAR CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS. CAMBIOS FÍSICOS: Son aquellos que se realizan sin cambiar la naturaleza de la

sustancia, y al desaparecer le causa que lo motivo, con frecuencia vuelve a su estado

original. Por ejemplo, si se enfría, se congela y se hierve el agua

CAMBIOS QUÍMICOS: Son los cambios permanentes que alteran las

propiedades y la naturaleza de la sustancia original, donde la molécula es modificada,

adquiriendo nuevos átomos o perdiendo algunos. A eso se debe la formación de la

nueva sustancia y el consiguiente cambio de sus propiedades.

1.1.5 DEFINICIÓN DE MOLÉCULA, ÁTOMO, PARTÍCULAS SUBATÓMICAS E ISÓTOPOS. Átomo: Es la partícula más pequeña de un elemento que mantiene su identidad

química en cualquier proceso químico o físico. Molécula: Es la partícula más pequeña de un elemento o compuesto que puede

tener una existencia estable independiente. Partículas subatómicas: También conocidas como partículas fundamentales de

las que está compuesta toda la materia; los protones, electrones y neutrones son

partículas fundamentales.



Isótopo: Son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico

(número de protones), pero diferente peso atómico (diferente número de neutrones)

1.2. ESTRUCTURA ATÓMICA

OBJETIVO: describir de los modelos atómicos según Thompson, Rutherford y Bohr.

Saber en la Teoría (2hrs.)

Estructura atómica.

Gran parte de la teoría atómica moderna se fundamenta en los estudios

realizados por científicos en torno al año 1900, cuando se empezaron a considerar las

partículas fundamentales de la materia.

Toda la materia se encuentra constituida por átomos los cuales constan de tres

partículas fundamentales: electrones (carga negativa), protones (carga positiva) y

neutrones (carga neutra) En 1897 Thompson demostró la existencia de las cargas

negativas a las que llamó electrones.

1.2.1 MODELOS ATÓMICOS.

Modelo atómico de Thompson. Por ser el átomo una partícula pequeñísima, neutra (sin carga eléctrica) en su

estado normal, no podría estar constituido sólo de electrones: tenía que poseer, además

una carga positiva (como lo indicaba la emisión de partículas alfa) que neutralizara la

carga negativa de los electrones.

En efecto, las primeras ideas modernas sobre la estructura del átomo, que

proceden de 1904, consideraron al átomo como una esfera pequeñísima cargada de

electricidad positiva repartida uniformemente y en la que estarían empotrados

concéntricamente un número relativamente pequeño de electrones (modelos de Perrin

1901 y J. J. Thompson 1904).

Modelo atómico de Rutherford. En 1910 Rutherford y sus alumnos realizaron una serie de experimentos que

tuvieron impacto en la teoría atómica de la materia. Bombardearon un papelillo de oro

con partículas alfa, con una pantalla fluorescente observaron como las partículas alfa



fueron diseminadas por el papelillo. Mediante un análisis matemático, Rutherford pudo

demostrar que ésta dispersión de partículas era provocada por un centro de carga

positivo dentro del átomo de oro, con una masa casi igual al del átomo pero con un

diámetro 10,000 veces más pequeño.

De ésta forma Rutherford estableció que el átomo tiene un centro masivo,

diminuto llamado núcleo atómico en el que se encuentran las cargas positivas y fuera de

él se encuentran las cargas negativas.

Modelo atómico de Bohr. Posteriormente en 1913, Niels Bohr presentó un modelo atómico para el

hidrógeno semejante a un sistema solar en que los electrones giraban alrededor del

núcleo, se fundamentó en el modelo de Rutherford y en la ecuación de longitud de onda

de Planck. Bohr fue capaz de predecir las longitudes de onda del hidrógeno, en el que

demostró que los electrones ocupan un nivel de energía.

En la mayoría de los átomos las diferencias de energía corresponden a la

energía de la luz visible. Aunque la teoría de Bohr pudo explicar los espectros del

hidrógeno y de otras especies no pudo explicar las de los espectros de especies más

complejas. Sin embargo, introdujo la idea de que sólo son posibles ciertos niveles de

energía, de los cuales se describen por números cuánticos, y éstos indican el lugar

donde puede estar el electrón.

Los niveles de energía son los orbitales y se enumeran del núcleo hacia fuera n

=1...n = 6, también se les designa con las letras K, L, M, N, O, P.

La suposición de ondas circulares fue modificada por Sommerfield, que supuso

órbitas elípticas. La Teoría atómica moderna ha reemplazado la teoría de Bohr en el que

se dice que el electrón se encuentra fuera del núcleo en una nube o REEMPE, (Región,

espacio, energético de manifestación probabilística electrónica).

1.2.2 NIVELES Y SUB-NIVELES DE ENERGÍA.

Cada electrón describe en torno al núcleo una órbita circular o elíptica más o

menos pronunciada, y cuyos planos sufren desplazamientos en el espacio. Los

electrones que describen órbitas de formas muy semejantes o de iguales diámetros o

ejes constituyen un mismo nivel energético o piso electrónico.



En el átomo los electrones se encuentran distribuidos en niveles o capas de

energía indicados por las letras: K, L, M, N, O y P estos niveles están constituidos por

sub-niveles o subcapas que se designan con las letras: s, p, d.

Los electrones del átomo se encuentran determinados por cuatro números que

reciben el nombre de parámetros cuánticos o números cuánticos y se les designa con

las letras: n, l, m y s.

La “n” recibe el nombre de número cuántico principal. Nos indica las capas o

niveles de energía y se establece de la siguiente manera:

En la capa o nivel K le corresponde el número cuántico: 1

En la capa o nivel L le corresponde el número cuántico: 2

En la capa o nivel M le corresponde el número cuántico: 3

En la capa o nivel N le corresponde el número cuántico: 4

El “l” se llama número cuántico magnético, el cual tiene que ver con el hecho de

que, cada electrón al girar alrededor del núcleo, origina un campo magnético.

El “s” se llama número de spin y nos indica que cada electrón tiene un giro sobre

sí mismo, que puede ser solamente en dos sentidos.

1.2.3 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA, GRAFICA DE LEWIS. Configuración electrónica. Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto,

más probable de los electrones en torno al núcleo.

Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en

cuenta los siguientes principios y reglas:

• Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los

distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía.

Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de

Mouller o bien se sigue esta regla:

"Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de n+l. Si los

orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de

menor valor de n".

De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s



Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en

las configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f son más

energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d

que entonces se vuelve más energético, y empieza a rellenar los 4f.

• En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad de los distintos

subniveles es:

Subnivel Nº de orbitales Electrones por

orbital

Número de

electrones

s 1

(l=0)

* 2 2

p 3

(l= -1,0,+1)

* 2 6

d 5

(l = -2+1,0,1,2)

* 2 10

f 7

(l = -3,-2,-

1,0,1,2,3)

* 2 14

El número de electrones que caben en cada subnivel se puede también

determinar fácilmente mediante la fórmula 2(2l+1) y el de cada nivel mediante la

fórmula 2n2.

• Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos

electrones con sus 4 números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que

en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes.

• Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra

en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital

desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l)



1.3. TABLA PERIÓDICA.


La tabla periódica es la disposición periódica de los elementos en orden de su

número atómico creciente que también subraya su periodicidad química.

El primero que realizó una clasificación de los elementos en metales y no metales

fue Berzelius, posteriormente Dobereiner realizó una clasificación basada en los pesos

atómicos de los elementos y en algunas propiedades físicas y químicas. Dobereiner

descubrió que los elementos se pueden agrupar en orden creciente a sus pesos

atómicos.

El resultado más importante respecto a la clasificación de los elementos la realizó

el científico ruso Mendeleiev en 1869.

Su principio fue: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones

periódicas de sus pesos atómicos”; es decir, al ordenar los elementos en orden creciente

a sus pesos atómicos después de ciertos intervalos se repiten las propiedades de los

elementos pertenecientes a la misma familia.

1.3.1 Estructura de la tabla periódica.

La tabla periódica larga o tabla de Werner es la tabla que se aplica en la

actualidad. No obstante que presenta muchos errores. Esta tabla se divide en ocho

grupos o familias. Los grupos escritos con números romanos del I al VIII, están

subdivididos en Grupos A y B, se leen verticalmente.

Esta tabla divide a los elementos en siete periodos que se leen horizontalmente.

Los primeros 20 elementos se denominan elementos representativos. Los metales de los

grupos 3 al 12 reciben el nombre de elementos de transición.

En la parte inferior de la tabla se acostumbra a colocar los elementos metálicos o

elementos de transición interna. El nombre de la mayoría de los elementos se debe a

sus descubridores, de ésta forma tenemos elementos con apellidos de científicos como

el Curio, Einstein entre otros.



Todos los elementos se representan por símbolos. Se debe al químico Jôns Jacob Berzelus la idea de representar a los diversos elementos de manera abreviada

con la mayúscula inicial de su nombre, como Al =Aluminio, Li =Litio, H =Hidrógeno, etc.

1.3.2 Símbolo y nombre de los principales elementos químicos.

Nombre Símbolo Nombre Símbolo Nombre Símbolo

Hidrógeno H Nitrógeno N Potasio K

Flúor F Fósforo P Cobre Cu

Cloro Cl Arsénico As Plata Ag

Bromo Br Antimonio Sb Oro Au

Iodo I Carbono C Berilio Be

Oxígeno O Silicio Si Magnesio Mg

Azufre S Boro B Calcio Ca

Selenio Se litio Li Estroncio Sr

Teluro Te Sodio Na Radio Ra

Zinc Zn Cadmio Cd Mercurio Hg

Aluminio Al Estaño Sn Plomo Pb

Cromo Cr Manganeso Mn Hierro Fe

Cobalto Co Níquel Ni Bario Ba

Platino Pt

1.3.3 Partes de la Tabla periódica. Período: Una fila horizontal de la tabla periódica, que define el conjunto de

elementos cuyo electrón diferencial n+1 es idéntico. Grupo o Familia: Es la columna vertical de la tabla periódica, cuyas funciones

químicas son similares. Se de fine como el conjunto de elementos para cuyo electrón

diferencial “l” es el mismo además poseen idéntico valor de “m”. Existen 32 familias y

sus propiedades van variando de manera progresiva.

Según esta estructura en grupos y períodos, la tabla queda dividida en cuatro

bloques fundamentales: s, p, d y f.

Los bloques s y p corresponden a los elementos representativos y comprenden a

los metales y los no metales.

Los elementos del bloque d se denominan elementos de transición y son todos

metálicos.



El bloque f está integrado por los elementos de transición interna, que son

también metales, la mayoría obtenidos por síntesis artificial.

Número atómico: Indica el número de electrones y protones.

Número de masa atómica: Es la suma de los electrones y neutrones que tiene

un átomo. Siempre es un número entero.

Peso Atómico: Se define a la relación de 1/12 de la masa de átomos de carbono

12. En ésta escala, el peso del Hidrógeno es 1.00794, el del Magnesio es 24.3050. Y así

sucesivamente.

1.3.4 Clasificar los metales, no metales (metaloides)

Metales

La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los

metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden

golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar

alambres) Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto

de fusión = -39º C), que es un líquido.

Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan

(pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen

una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias

comunes, incluidos 02 y los ácidos. A Los elementos que poseen más de cuatro

electrones en el último nivel y adquieren la estabilidad aceptando electrones de otros

átomos se les denominan metaloides.

NO METALES:

Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son

malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que

los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570º C)

Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En

esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido

volátil (I2) El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante

o blandos como el azufre.



Al contrario de los metales, los no metales son muy frágiles y no pueden

estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a

temperatura ambiente: son gases (Helio), líquidos (bromo) y sólidos (carbono) No tienen

brillo metálico y no reflejan la luz.

TABLA COMPARATIVA DE LOS METALES Y NO METALES

Metales no metales

Tienen un lustre brillante; diversos colores,

pero casi todos son plateados.

Los sólidos son maleables y dúctiles

Buenos conductores del calor y la electricidad

Casi todos los óxidos metálicos son sólidos

iónicos básicos.

Tienden a formar cationes en solución

acuosa.

Las capas externas contienen pocos

electrones habitualmente tres o menos.

No tienen lustre; diversos colores.

Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos

duros y otros blandos.

Malos conductores del calor y la electricidad

La mayor parte de los óxidos no metálicos

son sustancias moleculares que forman

soluciones ácidas

Tienden a formar aniones u oxianiones en

solución acuosa.

Las capas externas contienen cuatro o más

electrones*.* Excepto hidrógeno y helio

METALOIDE: TENDENCIA A TOMAR ELECTRONES

El término metaloide significa "parecido a un metal" y sirve para agrupar elementos que

tienen algunas propiedades de metales y no metales. Los metaloides son elementos que

se encuentran en la línea que separa metales y no metales. Esta línea pasa entre el boro

y aluminio y acaba entre el polonio y el astato. El aluminio se considera otro metal. El

resto de los elementos vecinos a esta línea tienen características intermedias metal-no

metal. Los más claros son los cinco que se mencionan a continuación y que se emplean

en la fabricación de dispositivos de estado sólido en ordenadores y calculadoras (son

semiconductores: pueden conducir la corriente en determinadas condiciones)

• Grupo 14: Silicio, Germanio.

• Grupo 15: Arsénico, antimonio.



• Grupo 16: Teluro.

Las características del metaloide son las siguientes:

• No tienen brillo

• No son maleables, ni dúctiles

• Son malos conductores de la corriente eléctrica y del calor

• Forman aniones

GRUPOS O FAMILIAS DE LA TABLA PERIÓDICA (masa atómica en uma)

1.3.5 ELECTRONEGATIVIDAD, POTENCIAL DE IONIZACIÓN Y RADIO ATÓMICO. ELECTRONEGATIVIDAD Hay átomos que por su propia estructura atraen con más fuerza a los electrones

que otros, dentro de una misma molécula, de tal manera que a su alrededor, aumenta la

densidad electrónica. Así por ejemplo en el agua H2O, el O participa más de los

electrones que los hidrógenos. Por lo tanto la electronegatividad es la afinidad que tiene

un átomo, dentro de una molécula por los electrones.

IONIZACIÓN

La energía de ionización: es la necesaria para desalojar el electrón en el más alto nivel

de energía de un Ion o un átomo gaseoso.



La energía necesaria para desalojar un electrón se llama primera energía de

ionización, la energía necesaria para desalojar un segundo o un tercer electrón se llama

segunda energía de ionización, tercera energía de ionización... etc.

1.3.6 RADIO ATÓMICO. En los metales elementales los átomos están enlazados de una manera especial,

debemos considerar a un cristal puro de un metal, como una molécula gigantesca que

consiste en millones de átomos unidos entre si por medio de enlaces muy diferentes a

los iónicos y a los covalentes.

En los metales cada átomo excepto los de la superficie tienen ocho o doce

vecinos inmediatos a los cuales esta unido con enlaces metálicos, a la mitad de la

distancia internuclear entre un átomo metálico y uno de sus vecinos inmediatos se le

llama radio metálico.

El radio metálico del átomo de un metal o el radio covalente del átomo de un no metal

recibe el nombre de radio atómico ej. El cesio con un radio de 2.35Å.

1.3.7 EXPLICAR LAS TEORIAS DE LAS BANDAS DE METALES Y DE

SEMICONDUCTORES. Los semiconductores elementales (Si, Ge y Sn gris) comparten la estructura

cúbica del diamante con dos átomos asociados con cada punto reticular y 8 átomos por

celda unitaria.

DIAGRAMAS DE LA BANDA DE ENERGÍA En el caso de los átomos de un buen conductor, es fácil sacarles un electrón de

sus órbitas de valencia, de aquí podemos deducir que para lograrlo se requiere de poca

energía relativamente, como también podemos deducir que es difícil liberar un electrón

del átomo de un aislante y que se necesita mayor energía para hacerlo. En el caso de los

semiconductores, se requiere menos energía que en el de los aislantes, pero más que en

el de los conductores.

La energía requerida para liberar los electrones en estas tres clases de materiales

es lo que determina sus respectivas bandas de conducción y puede representarse por

medio de diagramas de bandas de energía



BANDA DE BANDA DE BANDA DE CONDUCCIÓN CONDUCCIÓN CONDUCCIÓN ENERGIA DE LOS ELECTRONES BANDA BANDA PROHIBIDA PROHIBIDA

BANDA DE BANDA DE BANDA DE VALENCIA VALENCIA VALENCIA

AISLANTE SEMICONDUCTOR CONDUCTOR

FLUJO ELECTRÓNICO EN UN SEMICONDUCTOR PURO

La corriente de un semiconductor se forma gracias a los huecos en las uniones

covalentes, porque otros electrones de valencia se desplazan continuamente para

llenarlos, y estos electrones no necesitan alcanzar un nivel de energía correspondiente a

la banda de conducción; basta que el nivel alcanzado esté en la banda prohibida o aun

en la banda de valencia para que un electrón se desplace a una capa contigua, ya que el

hueco le atrae y le proporciona la fuerza necesaria para dar el salto: el hueco que queda

al romperse una unión covalente, actúa sobre el electrón como una carga positiva. Y

difiere de la que fluye en un conductor normal donde la corriente está constituida por

todos los electrones de valencia que se mueven al azar.

HUECOS, ELECTRONES LIBRES Y DE VALENCIA

En un semiconductor existen los dos tipos de corriente: electrones libres en la

banda de conducción y electrones de valencia o corriente de huecos en la banda de

valencia. En un conductor común, la corriente sólo contiene electrones libres y fluye en la

banda de conducción.

SEMICONDUCTORES TIPO p Y n

Cuando se agregan átomos donadores a un semiconductor, los electrones libres

extra aportan al semiconductor un número mayor de electrones de los que normalmente

tendría y, a diferencia de los electrones que se liberan debido a la agitación térmica, los

electrones provenientes de los donadores no producen huecos. Como resultado, los

portadores de corriente en un semiconductor inyectado con impurezas pentavalentes son

principalmente negativos y reciben el nombre de: semiconductor del tipo n.



Como los semiconductores del tipo n tienen electrones libres extra y los

semiconductores puros no, el diagrama de banda de energía para un semiconductor

inyectado varía ligeramente del de un semiconductor puro pues incluye un nivel más de

energía, donde el nivel donador se halla relativamente cerca de la banda de conducción.

La banda prohibida del electrón donador es mucho más angosta que la del electrón de

valencia; por lo tanto, es muy fácil producir el flujo electrónico en un semiconductor del

tipo n.

PORTADORES MAYORITARIOS Y MINORITARIOS

Los electrones libres generados por la inyección de impurezas en el tipo n y los

huecos producidos de la misma manera en el tipo p, se llaman portadores principales o

mayoritarios,

Los huecos que se "mueven" en dirección opuesta, se convierten en portadores

minoritarios. Por lo tanto, cuando se aplica un voltaje a un semiconductor de tipo n, se

obtiene una corriente mayoritaria de electrones libres muy intensa y fluye en una

dirección y otra corriente más pequeña de huecos o minoritaria que fluye en dirección

opuesta.

1.4. ENLACES QUÍMICOS OBJETIVO: Definir y clasificar el enlace químico iónico y covalente.

Saber en la Teoría (2hrs.) 1.4.1 ENLACE

Existen tres tipos de unión o enlace entre los átomos, para formar moléculas, el

enlace iónico, covalente y el enlace metálico.

El covalente a su vez presenta tres tipos: el covalente no polar o puro, el

covalente polar y el enlace covalente o coordinado.

ENLACE IÓNICO

También se le llama enlace electronegativo, se realiza entre átomos con reepes

parcialmente saturadas, y con una gran diferencia de electronegatividad.



El enlace iónico: es la unión electrostática entre dos átomos o entre uno y varios

átomos, en la cual uno cede electrones y el otro los recibe.

ENLACE COVALENTE. En el enlace covalente los electrones son compartidos entre dos orbitales

externos de los átomos que forman el enlace y pueden ser polar, no polar y coordinado,

la diferencia se debe a la electronegatividad de los átomos que participan en el enlace.

ENLACE COVALENTE NO POLAR.

Se efectúa entre átomos que tengan la misma electronegatividad, el enlace se

logra por medio de un par de electrones, la reempe en la que giran estos dos electrones,

pertenece a los dos núcleos, en una reempe molecular.

ENLACE COVALENTE POLAR. Se efectúa entre átomos que tengan diferente electronegatividad. En este enlace

el par electrónico que une los átomos es compartido con mayor intensidad por el átomo

más electronegativo, esto da lugar a que en algunos casos se forme una zona en la

molécula con mayor densidad electrónica, la molécula recibe el nombre de molécula

polar.

ENLACE COVALENTE COORDINADO.

Es muy semejante a la covalencia. La diferencia estriba en que un sólo átomo

suministra los dos electrones que giran alrededor de los átomos coordinados.

Coordinación es la unión entre dos átomos mediante un par de electrones cedido

por uno sólo de los átomos y compartido por los dos.

1.4.2 ENUNCIAR LA TEORÍA RPECV (Repulsión de Pares de Electrones en La Capa de Valencia). La teoría RPCEV, que quiere decir modelo de geometría molecular de repulsión

de pares electrónicos en la capa de valencia, se refiere a la distribución de los enlaces

alrededor del átomo central en las moléculas simples las cuales resultan ser

geométricamente simétricas.

Las formas de estas moléculas revelan que éstas tienen una distribución óptima,

el par de electrones de cada orbital enlazante están tan separados como le es posible de

un par a otro orbital.



De esta manera, la repulsión neta de los pares electrónicos entre sí se reduce al

mínimo. Este enfoque para explicar la geometría se las moléculas se llama modelo de

repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia.

Esta geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una

molécula. La geometría de una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas,

como el punto de fusión, punto ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puede

participar.

La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquella

que hace mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados para formar enlaces

y los no usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomo en la molécula.

Los ejemplos de moléculas que se presentan a continuación Figura 1.9, cubren

prácticamente todas las posibilidades geométricas posibles de alcanzar.

Figura 1.9.

Figura 1.10.



BF3: La estructura de Lewis para esta molécula, es la que se presenta en la parte

de arriba . Aquí el B no presenta pares solitarios sin ocupar y sólo está rodeado por tres

pares de electrones que forman enlaces. Es una molécula deficiente en electrones.

La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace mínima la repulsión, por lo que la

geometría molecular es la que se muestra, plana formando 120°, un triángulo equilátero.



II Compuestos orgánicos e

inorgánicos 2.1. COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS.

OBJETIVO: Explicar la diferencia entre química orgánica e inorgánica.

Saber en la Teoría (3hrs.) 2.1.1 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA. Es el estudio de los compuestos que contienen carbón: en química orgánica se

estudian todos los demás elementos y compuestos. La cantidad de compuestos

orgánicos que se conocen es alrededor de 4 000 000, cantidad que rebasa el número de

compuestos inorgánicos conocidos, aproximadamente en 100 000. Las dos fuentes

principales de compuestos orgánicos son el petróleo y el carbón mineral.

Compuestos orgánicos. Los átomos de carbono son únicos entre los elementos químicos por su

capacidad de formar fuertes enlaces covalentes entre sí mismos y con otros elementos

en una amplia variedad de modos.

A causa de su estructura atómica, el carbono tiene la facilidad de compartir

electrones tanto para ganarlos como para perderlos. Un átomo de carbono forma cuatro

enlaces y puede unirse a otro átomo de carbono mientras que al mismo tiempo forma

enlaces con otros elementos o compuestos. Esto da como resultado un número infinito

de posibles moléculas con alto peso molecular.

Compuestos inorgánicos. Son generalmente aquellos que no contienen carbono como principal elemento.

Estos también son clasificados de acuerdo a los grupos de elementos que contienen. Por



ejemplo los óxidos consisten de Oxígeno combinado con un metal: óxido de nitrógeno

(gas de la risa NO2), dióxido de carbono (CO2), dióxido de azufre (SO2)

2.1.2 ALCANOS, ALQUENOS, ALQUINOS.

Los alcanos son hidrocarburos en los cuales todos los enlaces carbono-carbono

son enlaces simples. Su fórmula molecular es CnH2n+2

protano CH4 metano

deutano C2H6 etano

tritano C3H8 propano

tetrano C4H10 butano

Los cicloalcanos son alcanos en los cuales los átomos de carbono están unidos

formando un anillo.

Propiedades físicas.

Punto de ebullición. Los puntos de ebullición de los alcanos no ramificados

aumentan al aumentar el número de átomos de Carbono. Para los isómeros, el que

tenga la cadena más ramificada, tendrá un punto de ebullición menor.

Solubilidad. Los alcanos son casi totalmente insolubles en agua debido a su baja

polaridad y a su incapacidad para formar enlaces con el hidrógeno. Los alcanos líquidos

son miscibles entre sí y generalmente se disuelven en disolventes de baja polaridad. Los

buenos disolventes para los alcanos son el benceno, tetracloruro de carbono, cloroformo

y otros alcanos.

Síntesis. El principal método para la obtención de alcanos es la hidrogenación de alquenos.

El catalizador puede ser Pt, Pd, Ni.

Reacciones. Las reacciones más importantes de los alcanos son la pirolisis, la

combustión y la halogenación.

ALQUENOS.



Los alquenos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen el doble enlace

carbono-carbono.


Punto de ebullición. Los puntos de ebullición de los alquenos no ramificados

aumentan al aumentar la longitud de la cadena. Para los isómeros, el que tenga la

cadena más ramificada tendrá un punto de ebullición más bajo.

Solubilidad. Los alquenos son casi totalmente insolubles en agua debido a su

baja polaridad y a su incapacidad para formar enlaces con el hidrógeno.

Estabilidad. Cuanto mayor es el número de grupos alquilo enlazados a los

carbonos del doble enlace (más sustituido esté el doble enlace) mayor será la estabilidad

del alqueno.

Síntesis: Los métodos más utilizados para la síntesis de los alquenos son la

deshidrogenación, deshalogenación, dehidratación y deshidrohalogenación, siendo estos

dos últimos los más importantes. Todos ellos se basan en reacciones de eliminación que

siguen el siguiente esquema general:

Y, Z pueden ser iguales.

ALQUINOS.

Los alquinos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen el triple enlace

carbono-carbono.




Las propiedades físicas de los alquinos son muy similares a las de los alquenos y los

alcanos. Los alquinos son ligeramente solubles en agua aunque son algo más solubles

que los alquenos y los alcanos.

A semejanza de los alquenos y alcanos, los alquinos son solubles en disolventes de

baja polaridad, como tetracloruro de carbono, éter y alcanos. Los alquinos, al igual que

los alquenos y los alcanos son menos densos que el agua. Los tres primeros alquinos

son gases a temperatura ambiente.

Síntesis: Existen tres procedimientos para la obtención de alquinos:

• Deshidrohalogenación de halogenuros de alquilo vecinales.

• Deshidrohalogenación de halogenuros de alquilo geminales (gem-dihalogenuros)

• Alquilación de alquinos. Se produce debido a la acidez del H en los alquinos

terminales. Mediante esta reacción se sintetizan alquinos internos a partir de

alquinos terminales. Tiene lugar en dos etapas:



2.1.3 COMPUESTOS AROMÁTICOS: ALCOHOLES, ESTERES Y ACIDOS CARBOXILICOS. AROMÁTICOS: Son nombrados así porque muchos de ellos despiden fuertes

aromas. Todos tienen comportamiento de resonancia. El más sencillo es el benceno,

contiene tres dobles enlaces hipotéticos, seis carbonos y seis hidrógenos.

El benceno no está formado por una mezcla de enlaces sencillos y dobles, pero sí

por una superficie de especie híbrido de ambas estructuras.

NOMENCLATURA:

• Cuando un benceno tiene como sustituto un grupo alquilo, su denominación se

hace nombrando al sustituto, seguido por la palabra benceno.

• Cuando el aromático presenta un sólo sustituto, no se indica con número la

posición de éste, ya que todas las posiciones en el benceno son equivalentes.

• Cuando los bencenos tienen dos sustitutos, se usan frecuentemente letras en

lugar de números para indicar las posiciones de los mismos.

• Cuando los grupos aparecen en las posiciones 1 y 2, se emplea la palabra “orto”;

cuando ocupan 1 y 3, la palabra “meta”; y cuando ocupan las posiciones 1 y 4, la

• palabra “para”.

ALCOHOLES

Un alcohol es un compuesto en el cual se ha substituido un átomo de hidrógeno

en un hidrocarburo por un grupo OH. Los cuatro alcoholes simples cuyas estructuras se

indican a continuación pueden considerarse derivados de los hidrocarburos CH4, C2H6,

y C3H8:

NOMENCLATURA: Nomenclatura común: Se nombra la palabra alcohol y enseguida se nombra el

radical alquilo con la terminación ICO.

Ejemplo: Alcohol metílico, alcohol propílico.



Nomenclatura del sistema IUPAC: 1. Se selecciona la cadena continua más larga de carbonos que lleve insertada el

grupo OH

2. Se numera por el extremo más cercano al grupo OH

3. Se da el nombre básico del alcano correspondiente, cambiándole la terminación

“ano” por “anol” o simplemente se le agrega la letra l (ele)

Ejemplo: Metanol, Propanol

H H H

I I I

H - C - OH H –C -- C – OH

I I I

H H H

Alcohol metílico Alcohol etílico

Estos alcoholes y otros muchos que pudieran escribirse, tienen la fórmula general

R-OH donde R es un grupo alquílico (por ejemplo CH3-, CH3CH2-, CH3CH2CH2-)

ESTERES.

El producto de la reacción entre un ácido y un alcohol es una sustancia llamada

éster. Si por ejemplo, se mezclan ácido acético y alcohol etílico, tiene lugar la siguiente

reacción: CH3—C---OH + H--O—CH2--C H3 C H3--C--O--C H2--C H3 + H2O

II II

O O

Acetato de etilo (un éster)

En la reacción, se elimina agua y esto debe hacerse si se desea que haya buen

rendimiento de acetato de etilo. Este es un éster típico; todos los ésteres tienen la

fórmula general R-COOR, donde R es un grupo alquilo (o un átomo de H en el caso de

los ésteres del ácido fórmico), y R’ es un grupo alquilo que puede ser el mismo que R o

diferente. A continuación otros ejemplos:

H—C—O--CH3 CH3--C—O--CH3

II II

O O

Formiato de metilo acetato de metilo



ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

Los tensioactivos de esta familia son ácidos débiles y su solubilidad en agua

depende de la neutralización con una base. Sus sales alcalinas son los denominados

jabones. Este grupo es compatible con tensioactivos aniónicos y no iónicos. Esta familia

se divide en las siguientes subfamilias:

1. Ácidos de cadena saturada

2. Ésteres de ácidos carboxílicos

3. Éteres de ácidos carboxílicos

2.1.4 INORGÁNICOS: ÁCIDOS, BASES, SALES, ANHÍDRIDOS, ÓXIDOS METÁLICOS, HIDRÓXIDOS, HIDRUROS.

ÁCIDOS.

Si el etanol producido por fermentación se expone al aire, se oxida mediante las

bacterias presentes hasta ácido acético: H H

H-C –C--OH + O2 H2O + H – C—C---OH grupo carboxilo

H H H O

Ácido acético

Esta reacción, que muchos aficionados a la elaboración del vino han descubierto

para su consternación, se emplea para elaborar vinagre a partir de la sidra. El olor

penetrante bastante desagradable del vinagre se debe al ácido acético.

El ácido acético, al igual que todos los ácidos orgánicos contiene el grupo

carboxilo COOH; la fórmula general de un ácido orgánico puede escribirse como R-COOH. Este grupo es muy polar, y tiene el enlace de hidrógeno, el cual confiere a los

ácidos orgánicos temperaturas de ebullición muy altas (118° C para el ácido acético) El

ácido acético es el más importante de los ácidos orgánicos; su principal uso industrial es

en la elaboración de la película de acetato de celulosa. Otros ácidos orgánicos son:

H--C--OH H3C—CH2--C--OH H3C—CH2--CH2-C--OH

II II II

O O O

ácido fórmico ácido propiónico ácido butírico



El ácido butírico se encuentra en la mantequilla rancia. Todos estos compuestos

son líquidos con olores bastante penetrantes (la palabra rancia, asqueroso sería

adecuada al describir el olor del ácido butírico) En el agua, todos los ácidos orgánicos

tienden a ionizarse mediante la reacción:

R--C—OH (ac) R --C---O--(ac) + H+(ac )

II II

O O

El Ion de hidrógeno producido en esta reacción vuelve ácida la solución

BASES

Estas sustancias se caracterizan por aumentar la concentración de IONES

HIDROXILO (OH)-1 cuando están en solución con agua. Si en su fórmula contienen el

anión (OH)-1 se les conoce como HIDROXIDOS.

SALES

Estos compuestos se obtienen como producto de la NEUTRALIZACION de un

ACIDO o de una BASE, ya sea por reacción entre ellos mismos o con algún METAL.

ÓXIDOS METÁLICOS

OXIDOS: Son compuestos binarios formados por la combinación del con otro

elemento, si el elemento es un metal se le conoce como oxido metálico u oxido básico.

En el caso de que fuera un no metal se le denomina oxido no metálico u ox. ácido, y en

ocasiones a algunos se les puede denominar anhidridos.

HIDRÓXIDOS: Son el resultado de la combinación de un óxido básico con agua.

Ejemplo:

El OH se denomina oxhidrilo. Tengo tantos oxhidrilos como electrones pierde el

metal. La carga del OH siempre es -1.

Fórmula mínima: Cu (OH)



Nomenclaturas:

Stock: hidróxido de cobre (I)

Prefijo: monohidróxido de monocobre

Tradicional: hidróxido cuproso



III Balanceo de ecuaciones

3.1. DEFINIR REACCIÓN QUÍMICA Y ECUACIÓN QUÍMICA.


REACCIÓN QUÍMICA. Reagrupamiento de partículas; las partículas que forman los reactivos se separan

y se vuelven a unir de forma diferente transformándose en productos, ambos con

propiedades fisicoquímicas diferentes. Ej. : Reactivos Productos

H-H + O-O H-O-H

ECUACIÓN QUÍMICA

Es una representación abreviada de una reacción química que indica la

proporción cualitativa de las sustancias que reaccionan y las sustancias producidas, así

también al igual que en matemáticas, una ecuación química es una igualdad.

NUMERO DE OXIDACIÓN: puede ser positivo o negativo el cual el cual nos

indica con que valencia esta trabajando un elemento.

REDUCCIÓN: es la ganancia de electrones por parte de un átomo en el cual

disminuye su valencia

OXIDACIÓN: es la pérdida de electrones por parte de un átomo el cual aumenta

su valencia

AGENTE OXIDENTE Y REDUCTOR: es una ecuación de oxido- reducción de

las sustancias que se oxidan, se le llama agente reductor por que produce la reducción

de otra sustancia. A la sustancia que se reduce se le llama agente oxidante por que

produce la oxidación de otra sustancia



Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo.

El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se

tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en:

• H2SO4 hay 2 Hidrógenos 1 Azufre y 4 s

• 5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 s

Para equilibrar ecuaciones, sólo se agregan coeficientes a las fórmulas que lo

necesiten, pero no se cambian los subíndices.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:

H2O + N2O5 NHO3

• Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello,

con sólo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrógeno.

H2O + N2O5 2NHO3

• Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el

primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)

• Para el en el agua (H2O) y 5 s en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de

seis s. Igual que (2 NHO3)

Balanceo de ecuaciones por el método de Redox (Oxidorreducción)

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que

se reduce. Recordar que una reacción de oxidorreducción no es otra cosa que una

pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía

(presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método, se debe:

1) Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen

en la ecuación.

Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:



• En una fórmula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos.

• El Hidrógeno casi siempre trabaja con +1, a excepción los hidruros de los

hidruros donde trabaja con -1

• El Oxígeno casi siempre trabaja con -2

• Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene número de oxidación

= 0

2) Una vez determinados los números de oxidación, se analiza elemento por

elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver qué

elemento químico cambia sus números de oxidación:

0 0 +3 -2 Fe + O2 Fe2O3

Los elementos que cambian su número de oxidación son el Fierro y el Oxígeno,

ya que el Oxígeno pasa de 0 a -2 y el Fierro de 0 a +3

3) Se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-

reducción:

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

El fierro oxida en 3 y el Oxígeno reduce en 2

4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene número de oxidación 0, se

multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga

número de oxidación 0

Fierro se oxida en 3 x 1 = 3

Oxígeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el número del elemento que se

oxidó se pone al que se reduce y viceversa.

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficiente en el miembro de

la ecuación que tenga más términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el

método de tanteo.



IV ESTEQUIOMETRIA

4.1. DEFINIR ESTEQUIOMETRÍA, MOL, NÚMERO DE ABOGADRO.


4.1.1 ESTEQUIOMETRIA:

La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas en las reacciones

químicas. Las relaciones molares y másicas se pueden obtener de una ecuación

balanceada. En la mayoría de los problemas estequiométricos, las masas de los

reactantes están dadas y se buscan las masas de los productos.

Se puede interpretar una ecuación química en términos del número de moléculas

(o iones o unidades fórmula) o en términos del número de moles de moléculas etc.

dependiendo de las necesidades.

4.1.2 EL MOL: El mol es una unidad de conteo que permite a los químicos calcular el número de

átomos, moléculas, o iones a partir de la masa de una muestra. Un mol contiene 6.023 x

1023 partículas, lo cual corresponde al número de Avogadro.

SOLUCIÓN:

Es una mezcla homogénea de moléculas, átomos iones de dos o mas sustancias

diferentes, se clasifican en dos homogéneas y heterogéneas, de los líquidos que pueden

mezclarse uniformemente se dice que son misibles.

METODO VOLUMÉTRICO

Se basa en una reacción química como aA + tT productos en donde a

representa las moléculas de analita A que reaccionan con t moléculas de reactivo T. el

reactivo T se adiciona, por lo general con una bureta en forma creciente como una



solución de concentración conocida. A esta solución se la llama estándar y su

concentración se determina mediante un proceso llamada estandarización.

SOLUCIONES

Una solución es completamente homogénea, esta formada por dos o más

sustancias puras y su composición quede variar por lo general dentro de ciertos límites,

se considera que las soluciones son mezclas de un soluto (componente en menor

cantidad) y un solvente (componente en mayor cantidad).

TIPOS DE SOLUICIONES: Pueden existir en cualquiera de los tres estados

físicos de la materia; los tipos más comunes son un gas en un líquido , un liquido en un

líquido, un sólido en un líquido.

4.1.3. CONCENTRACIÓN MOLARIDAD, NORMALIDAD, MOLALIDAD, FRACCIÓN MOLAR,

Molaridad (M):

La Molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en

moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir:

M = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la

masa de un mol (masa molar) de soluto.

Por ejemplo, para conocer la Molaridad de una disolución que se ha preparado

disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de disolución, hay que

calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la

suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el

número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 molar).

Molalidad (m): La molalidad se define como el número de moles de soluto

disueltos en 1kg de disolvente esto quiere decir:

Molalidad = Moles de soluto / masa de disolvente (Kg) Por ejemplo: para preparar una disolución acuosa 1 molal o 1m de sulfato de

sodio (Na2SO4) es necesario disolver 1 mol (142.0g) de la sustancia en 1000g de agua.

Dependiendo de la naturaleza de la interacción soluto disolvente, el volumen final de la

disolución será mayor o menor de 1000ml. También es posible, aunque muy improbable

que el volumen final sea de 1000ml



V CONCEPTOS BÁSICOS

5.1. ESTADOS DE LA MATERIA


Las reacciones químicas de combustión siempre liberan energía y en ellas

ocurren profundas transformaciones de la materia. Una primera forma de clasificar la

materia es de acuerdo con la fase física o estado de agregación en que se encuentra;

sólido, líquido o gas.

Las moléculas de un material interactúan entre sí. De la magnitud de esa

interacción y de la temperatura de la muestra, depende que ésta se presente sólida,

líquida y gaseosa.

• Cuando las moléculas están fuertemente unidas y por lo general ordenadas de

manera simétrica, tenemos un sólido.

• Si las fuerzas intermoleculares son menores, la sustancia pierde rigidez; se trata

de un líquido. Las moléculas de un líquido se trasladan libremente, pero se

encuentran cercanas unas de otras.

• En un gas, la fuerza de atracción entre moléculas es menor y se presentan

separadas y desordenadas.

5.2. FUERZAS DE COHESIÓN Y FUERZAS DE REPULSIÓN.

A las fuerzas intermoleculares entre moléculas de una misma sustancia o

sustancias similares se les puede llamar fuerzas de cohesión la cual es la atracción que

ejerce entre las moléculas de un mismo cuerpo. En los sólidos la fza. de tensión es muy

fuerte, en los líquidos es poca y el los gases es mediana.



5.3. ENUNCIAR LAS LEYES DE BOYLE, GAY LUSSAC, CHARLES Y LA LEY GENERAL DE LOS GASES.

Ley de Boyle. En 1660, Robert Boyle encontró una relación inversa entre la presión y el

volumen de un gas cuando su temperatura se mantiene constante.

La expresión matemática de la ley de Boyle indica que el producto de la presión

de un gas por su volumen es constante:

Cálculos con la ley de Boyle. Se desea comprimir diez litros de gas, a temperatura ambiente y una presión de

90 kPa, hasta un volumen de 500 ml. ¿Qué presión, en atmósferas, hay que aplicar?

Para empezar, transformamos el dato de 30 kPa en atmósferas, mediante la

razón unitaria de transformación de unidades

P1= 30 kPa (1 atm / 101.3 kPa) = 0.3 atm

Así mismo, el volumen final ha de transformarse en litros., 500 ml = 0.5 L. Ahora

escribimos la ecuación, despejamos y sustituimos valores

Pl Vl = P2V2

P2 = P1 (V1/ V2)

Ley de Charles. En 1787, el físico francés J. Charles propuso por primera vez la relación

proporcional entre el volumen y la temperatura de los gases, a presión constante.

Charles fue el inventor del globo aerostática de hidrógeno. Como no publicó los

resultados de sus investigaciones sobre gases, se atribuye también esta ley a Gay -

Lussac, quien comprobó el fenómeno en 1802. La expresión matemática de la ley de

Charles es:

V/ T= k' en la que k' es una constante.

Las leyes de los gases sólo son válídas cuando la temperatura se expresa en la

escala Kelvin.



Cálculos con la ley de Charles.

Un globo con volumen de 4 litros a 25º C reduce su volumen a 3.68 litros cuando

se introduce un buen rato en el refrigerador. ¿A qué temperatura está el refrigerador?

V1 /Tl = V2 /T2 , despejando T2 y sustituir datos Temperatura en ‘K

Ley de Gay-Lussac

La presión y la temperatura absoluta de un gas con volumen constante guardan

una relación proporcional.

Esta relación fue determinada originalmente por G. Amonton, quien en 1703

fabricó un termómetro de gas basado en este principio. No obstante, por los estudios

que realizó Gay Lussac en 1802, la ley lleva su nombre.

Cálculos con la ley de Gay-Lussac.

Una lata vacía de aerosol de 200 ml contiene gas a la presión atmosférica (en la

Ciudad de México, P = 585 mmHg) y temperatura ambiente (t = 20º C). Calcula ¿cuál es

la presión que se genera en su interior cuando se incinera? Estima la temperatura de la

fogata en unos 700º C.

Pl / Tl = P2 / T2 , despejando P2 y sustituimos los datos (las temperaturas siempre en

kelvin)

LEY GENERAL DE LOS GASES.

Dos volúmenes ocupados por una masa gaseosa son directamente

proporcionales a las temperaturas absolutas e inversamente proporcionales a las

presiones que los soportan.

LEY COMBINADA DE LOS GASES IDEALES.

Este concepto se aplica a la expresión, fórmula o ecuación que permite

relacionar a todas las posibles transformaciones de un gas es decir cuando varian

simultáneamente las temperatura, presión y volumen.

Ecuación gral de los gases: PV/T = P’V’ / T’



Cálculos con la ley combinada.

Calcula el volumen final de una pelota que tiene un radio de 15 cm a la presión de

la ciudad de México, a 10º C, y que se traslada a Acapulco (nivel del mar), donde la

temperatura es de 32º C.

Se calcula el volumen inicial de la esfera.

V1 = (4 / 3)(PI)r3 = 1.333 x 3.1416 x (1 5cm)3 = 14 134 cm3 = 14.1 L

Aplicamos la ec. De la ley gral de los gases, despejándola V2 = Vl (P1 / P2 ) (T2 / T1)

Sustituimos las presiones en mm Hg y las temperaturas en kelvin



VI Ácidos, bases y equilibrio iónico 6.1. DEFINIR ÁCIDO Y BASE, SEGÚN ARRHENIUS, BROSTED-LOWRY Y LEWIS.


6.1.1 CLASIFICACIÓN DE ARRHENIUS Teoría de la disociación electrolítica. En 1800 se inventó la pila eléctrica, y con ella se descubrió poco después que los

ácidos, las bases y las sales, cuando se encuentran disueltos en agua, son capaces de

conducir la corriente. Arrhenius propuso que ciertas sustancias, al ponerse en contacto

con el agua, forman iones positivos y negativos que pueden conducir la corriente

eléctrica. En el caso de una sustancia hipotética AB, lo que ocurre es:

AB (s) + H20 (l) A+ (ac) + B- (ac)

Ácidos y bases de Arrhenius

La clasificación de Arrhenius para ácidos y bases se limita a reacciones que se llevan a cabo en agua.

Según Arrhenius, un ácido es cualquier sustancia capaz de íonizarse cediendo un

protón es aquella que se ioniza cediendo un hidroxilo, OH-

Ejemplos de disociaciones de ácidos son:

HCI - H, + Cl- ácido clorhídrico

H2 SO4 2H+ + SO4 2- ácido sulfúrico

H3 PO4 3H+ + PO4 3- ácido fosfórico

Ejemplos de bases son:

NaOH Na+ + OH- hidróxido de sodio

Mg(OH)2 Mg2+, + 2 OH- hidróxido de magnesio



AI(OH )3 A13+ + 3 OH- hidróxido de aluminio

Según Arrhenius, la reacción de neutralización entre un ácido y una base da lugar

a una sal y agua (el H+ que libera el ácido se une al OH- de la base para formar agua).

Son ejemplos de neutralizaciones:

HCI + NaOH NaCI + H2O

H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 + 2 H2O

Los productos de estas reacciones no generan iones H+, característicos de los

ácidos, ni iones OH-, de las bases. Por tanto, han desaparecido las propiedades ácidas

y básicas de las disoluciones iniciales, lo que llevó a Arrhenius a afirmar que los iones

hidrógeno, H+, son los que producen las propiedades ácidas, y los hidroxilo, OH-, los que

dan las propiedades básicas.

6.1.2 CLASIFICACIÓN DE BRONSTED - LOWRY

Ácidos y bases de Bronsted y Lowry.

En 1923, la clasificación de Arrhenius fue extendida a otros disolventes y a la fase

gaseosa, en virtud de los estudios de T. Lowry (inglés) y J. Bronsted (danés). Para ellos: “ Un ácido es una sustancia capaz de donar un proton H+ y base aquella capaz de aceptarlo”.

Algunos ejemplos de ácidos de Arrhenius nos permiten identificar ciertos aniones

como bases, como es el caso del CI- y del CN- en las siguientes reacciones, en las que

claramente son aceptores de protones cuando se realizan de derecha a izquierda:

HCI H+ + Cl-

HCN H+ + CN

Para que una sustancia sea una base, es decir, sea capaz de atrapar un protón, basta

que posea un par de electrones solitarios a los cuales se una el protón, creando un enlace

covalente coordinado.

Ácidos y bases conjugados. La base relacionada con un cierto ácido se denomina su base conjugada. En el

ejemplo, A es la base conjugada del ácido HA. De manera similar, se dice que B:H es el

ácido conjugado de la base B



6.1.3 CLASIFICACIÓN DE LEWIS

Ácidos y bases de Lewis. Una clasificación más general de los ácidos y las bases fue la enunciada por

Gilbert N. Lewis en 1923:

• Un ácido es cualquier especie capaz de aceptar un par de electrones.

• Una base es aquella especie capaz de donar un par de electrones.

He aquí algunos ejemplos de ácidos y bases de Lewis:

Ácidos cationes H+, Ag+, Cu+, Mg2+ , Fe2+ , Hg2+, Pb2+ , NO2+.

Neutros BF3 , SiCI4, SiO2, metales, moléculas orgánicas con enlaces C=O

Bases aniones OH-, CI-, H-, SO42-

neutros H2O, NH3, alcoholes, moléculas orgánicas con enlaces C=C.

6.2. DEFINIR PH Y POH. Uno de los métodos más usados y de mayor conveniencia para expresar la

concentración de Ion hidrógeno de ácidos y bases diluidas y soluciones neutras es en

términos de pH.

pOH de una solución es el potencial de iones hidróxido; pOH = -log [OH -1]

pH de una solución es el potencial de iones hidrógeno; pH = - log [ H + ]

6.3. DEFINIR NEUTRALIZACIÓN

Cuando se mezclan cantidades equivalentes de un ácido fuerte como el

clorhídrico, HCI y una base fuerte como el hidróxido de sodio NaOH, en forma de

solución acuosa, los iones Hidronio del ácido y los iones oxidrilo de la base se combinan

para formar agua. A esta reacción se le llama NEUTRALIZACIÓN.



VII Operaciones unitarias en la

industria 7.1. DESCRIBIR LOS PROCESOS CONTINUOS Y POR LOTES


Proceso

es el mecanismo pro el cual transformamos la materia en un producto.

Proceso continuo

Es un sistema para producción en masa ó en las operaciones de proceso

continuo en el cual las maquinas, trabajadores y materiales se distribuyen dé acuerdo

con la secuencia de operaciones requeridas para producir un artículo especifico.

Normalmente manejan un gran volumen de producción para compensar la inversión en

capital en las máquinas que son para propósitos específicos, su tasa de producción que

depende de la demanda de los consumidores es mas ó menos estable (mucho influye el

momento económico por el que atraviese el país y por consiguiente el de los

consumidores)

Proceso por lote: Como su nombre lo indica el proceso se lleva acabo por batch, esto es que las

entradas y salidas se realizan por partes.

7.2. DEFINIR DESTILACIÓN, CRISTALIZACIÓN Y SECADO.

DESTILACIÓN Proceso de separación por medio de la evaporación de un componente las

componentes de una solución, mezcla de una sustancia son misibles o volátiles. Los

procesos de separación de una mezcla de materiales para obtener uno más productos,



considerando sus condiciones de equilibrio para efectuar este proceso de separación

del líquido debe estar eb su punto de burbuja y el punto de rocío de vapor.

DESTILACIÓN SIMPLE

1. Cuando la fase líquida y la fase vapor se encuentra en equilibrio y se denomina

destilación flash o cerrada.

2. Cuando no están en equilibrio se llama destilación abierta o diferencial.

DESTILACIIÓN CONTINUA O POR CARGA.

La destilación pude ser binaria o por multicomponente y sirve para hacer un

producto mas o menos concentrado, para que una destilación tenga éxito debemos

conocer su punto de equilibrio.

SECADO

Es una operación unitaria en la que se elimina la humedad de una sustancia que

generalmente se lleva a cabo evaporando la humedad ya sea en una corriente de gas o

sin gas para acarrear el vapor, el método puede ser por batch o continua.

CRISTALIZACIÓN

Es el mecanismo por el cual se hace un cambio de estado de la materia en el

cual nosotros la obtenemos en forma de cristales de diferentes tamaños, olor, sabor etc.,

la cual nos facilita su traslado, manejo y almacenamiento.



VIII Electroquímica

8.1. DEFINIR ELECTRO QUÍMICA, ELECTRÓLISIS, ELECTROLITO Y NO

ELECTROLITO.


8.1.1 ELECTROQUIMICA.

La electroquímica estudia las reacciones que existen entre la electricidad y las

reacciones químicas. Existen pilas que pueden ser recargadas una vez que se han

agotado, esto es posible haciendo pasar por ellas una corriente eléctrica en sentido

contrario al flujo de electrones de la pila; por ejemplo: en los acumuladores.

8.1.2. ELECTRÓLISIS.

La electrólisis es un proceso mediante el cual, al hacer pasar una corriente

eléctrica a través de una sustancia (en solución o fundida) se separa en los iones que la

forman, este proceso se utiliza para descomponer una sustancia en sus elementos, para

purificar metales y para aplicar una capa metálica externa a un objeto. Esta última

aplicación es muy utilizada en procesos como la galvanoplastia, la galvanostegia y el

niquelado, los cuales tienen gran importancia en la industria, ya que mediante ellos se

fabrican latas para envasar alimentos y se hacen el cromado y el chapeado, entre otros.

8.1.2 Electrolito:

Es un compuesto fundido o en una solución de esta que es capas de conducir la

corriente eléctrica. La función principal del electrolito es conducir los iones entre el

cátodo y el ánodo.

8.1.3 No electrolito:

Es un compuesto o una solución que no tiene la capacidad de conducir la

corriente eléctrica.



8.2. CONDUCCIÓN ELÉCTRICA EN LÍQUIDOS.

Se tiene el siguiente aparato de conductividad:

Cuando se pasa la corriente, el amperímetro nos indica

el flujo de una corriente en el circuito, también se observa el

desprendimiento de burbujas de cloro gas de color amarillo

verdoso, en el ánodo y la deposición de cobre metálico en el ánodo, cuando se

desconecta la batería los cambios químicos dejan de verificarse. Al examinar la solución

acuosa encontramos que el cloruro de cobre ha desaparecido, la reacción principal que

ha tenido lugar es la electrólisis del cloruro de cobre.

CuCl2 Cu + Cl2

FUERZA ELECTROMOTRIZ

Cuando dos materiales conductores distintos se ponen en contacto, debido a la

diferencia de sus potenciales de barrera (que significa que tienen distinta distribución de

energía en sus bandas de conducción), se produce una diferencia de potencial a la que

se le llama fuerza electromotriz y se simboliza como Ec o FEM (ver Fig. 8.2.)

Figura 8.2.

La FEM puede expresarse, por convención, como: Ec = Ered - Eox

POTENCIAL DE ELECTRODOS

Se define como potencial de una celda formada por el electrodo en cuestión que

actúa como cátodo, y el electrodo estándar de hidrógeno que actúa como ánodo, o se

define como el potencial de una celda electroquímica que implica un electrodo de

referencia bien definido.



PILAS QUÍMICAS Una pila es un GENERADOR: Es decir un dispositivo que transforma la energía

potencial química en energía eléctrica.

PILA VOLTAICA

La celda electroquímica (figura), conocida también como pila voltaica o

galvánica, sirve para generar una corriente eléctrica mediante una reacción química.

Ésta consta de dos vasos conectados por un puente salino, cada vaso contiene un

electrolito y tiene sumergida una barra conductora o electrodo, uno de ellos debe ser de

un metal cuyos átomos se desprendan al ponerse en contacto con el electrolito. Además,

los electrodos están conectados por medio de un conductor, de manera que los

electrones fluyan de un lado para otro.

Figura 8.3.

El electrodo donde se lleva a cabo la oxidación recibe el nombre de ánodo, y el

electrodo donde se lleva a cabo la reducción recibe el nombre de cátodo. El paso de

los electrones a través del conductor (flujo eléctrico) se puede detectar mediante un

dispositivo eléctrico como un foco o un voltímetro. Hasta que se consume todo el zinc, en

este momento se dice que la pila está "muerta". Es necesario añadir una sustancia

dispolarizante para evitar la acumulación de burbujas de hidrógeno. Su f. e. m. era de

aproximadamente 1,2 V. y podían obtenerse corrientes considerables.

PILA SECA

Consta de un envase de zinc y una varilla de carbón suspendida dentro de una

pasta de cloruro de amonio y se utiliza óxido de manganeso como

dispolarizante. El cloruro de amonio reacciona con el zinc y forma cloruro de zinc, esto



provoca una acumulación de electrones en el zinc y la liberación de iones hidrógeno, que

se mueven hacia el carbono y toman de éste los electrones que necesitan para

convertirse en hidrógeno molecular, dejando al carbono cargado positivamente. Al

colocar un puente metálico entre el zinc y el carbono fluyen los electrones del primero al

segundo.

Cuando el envase de zinc se ha agotado o la pasta está seca, la pila está

"muerta". Este tipo de pila ofrece la ventaja de que ocupa poco espacio y evita derrames.

Se han elaborado otros tipos de pilas como las de cadmio, mercurio y manganeso, que

se utilizan en aparatos portátiles.

ACUMULADOR DE PLOMO

Se utiliza para proveer de energía eléctrica a los automóviles, consta de dos

placas sumergidas en ácido sulfúrico diluido La placa que actúa como cátodo

está recubierto de óxido de plomo y la que funciona como ánodo es de plomo.

Las reacciones que se llevan a cabo durante la descarga (reacciones de media

pila) son las siguientes:

En el ánodo se lleva a cabo la oxidación:

En el cátodo se lleva a cabo la reducción:

La reacción completa del proceso es:

Durante el proceso de descarga se forman sulfato de plomo y agua, y

se consume el ácido sulfúrico . Cuando se conecta un generador de corriente

continua (como una dínamo en el caso de los automóviles) entre los polos del



acumulador descargado y se pasa corriente eléctrica, la reacción se invierte, por lo que

se dice que el acumulador se ha recargado.

CORROSIÓN DEL FIERRO

En Galvanoplastia se aplican procesos electroquímicos para dar una capa

protectora contra la corrosión, aumentar la resistencia mecánica y también con fines

decorativos para partes metálicas y plásticas. Con metales como: cromo, cobre, níquel,

zinc, plata y oro, se pueden proteger las superficies de partes que son utilizadas en la

industria automotriz, de electrodomésticos, hospitalaria, joyería, plomería, máquinas de

oficina, electrónicas, etc.

La industria de galvanoplastia utiliza una serie de materias primas que aportan al

ambiente, contaminantes tóxicos como cianuro, cromo hexavalente, cobre, níquel, zinc,

ácidos, bases en forma de vapores y líquidos. Sin embargo con medidas apropiadas se

puede eliminar en gran parte los efectos negativos a la salud y al ambiente.



Manual de prácticas

PRÁCTICA 1 ELABORACIÓN DE LA PILA DE VOLTA DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA:

Poco antes de la Revolución Francesa, la situación económica en este país era

tan precaria, que las personas del pueblo tuvieron que comer ranas para poder subsistir,

las cuales abundaban, los nobles, para poder dormir, obligaban a sus trabajadores, que

en aquel tiempo se llamaban ciervos, a permanecer, sin dormir, alejando las ranas de las

mansiones con el fin de poder conciliar el sueño; el comer tantas ranas hizo de esto una

costumbre, al grado de educar el paladar, basta decir que en la actualidad, las ancas de

rana son uno de los platillos más exquisitos.

Cuenta la leyenda que la esposa de Galván, en 1801,compró ranas para comer,

después de lavarlas las puso a orear pendientes de un tendedero metálico, el viento hizo

oscilar a estos animales y, al tocar los barrotes de la ventana, que desde luego eran de

otro metal, ocasionó que estos animales se contrajeran como si estuvieran vivas.

La señora comunicó este descubrimiento a su marido, veterinario de profesión,

quien creyó haber descubierto la esencia de la vida a la que denominó electricidad

animal. Afortunadamente este descubrimiento causó gran conmoción y llegó al

conocimiento de un científico, el italiano Alejandro Volta, quien consideró esto como un

fenómeno físico y, gracias a él se dedujo la pila seca o pila de

MATERIAL:

Práctica A:

1 Cristalizador de 3 cm de diámetro

1 Lupa

1 Vidrio de reloj

Polvo de azufre y fierro

5 ml de bisulfuro de carbono



Práctica B:

2 Vasos de precipitados

1 Embudo de tallo corto

1 Soporte universal

1 Anillo de fierro

1 Triángulo de porcelana

1 gr de óxido de calcio (CaO)

60 ml de agua

Algodón

Práctica C:

3 Vasos de precipitados de 200 ml

1 Embudo de separación

1 Soporte universal con anillo de fierro

20 ml de Aceite comestible

20 ml de Agua

Práctica D:

1 Circuito con foco y caimanes

1 Vaso de precipitados de 100 ml

1 Imán de herradura

Pequeñas muestras de: Litio (Li), cobre (Cu), azufre (S), sodio (Na), zinc (Zn),

mercurio (Hg), yodo (I), calcio (Ca), aluminio (Al), magnesio (Mg), estaño (Sn), cromo

(Cr), plomo (Pb), tugsteno(W), fósforo(P), manganeso (Mn), antimonio (Sb), níquel

(Ni) y bismuto (Bi).

OBJETIVOS DEL LABORATORIO:

Que el alumno, por medio de la experimentación aplique el concepto de mezclas.

Que el alumno, utilice algunos de los métodos de laboratorio para separar sustancias.

Que el alumno, observe muestras de elementos para que los clasifique en función de

sus número atómico y de sus propiedades.

PRERREQUISITOS:

Notas de la unidad de conceptos básicos.



Dominar los conceptos de mezclas homogéneas y heterogéneas, métodos de

separación de mezclas; grupos, períodos y Ley periódica.

Conocer los elementos químicos y ordenarlos en la tabla periódica basándose en sus

propiedades.

PROCEDIMIENTO:

Práctica A:

1. En un cristalizador mezcle el polvo de azufre y fierro con 5 ml de bisulfuro de

carbono.

2. Decante y deje cristalizar el bisulfuro en el vidrio de reloj (tenga cuidado de que no

haya fuego cerca).

3. Observe con una lupa lo que queda en el vidrio de reloj.

4. Anote sus observaciones.

Práctica B:

1. En un vaso de precipitados agregue 1 gr de óxido de calcio y 60 ml de agua

2. Agite hasta disolución total y observe lo que ocurre.

3. Monte el embudo en el soporte universal, coloque dentro el algodón y en la parte

inferior coloque el otro vaso de precipitado para recibir el filtrado.

4. Filtre el producto utilizando algodón como medio filtrante.

5. Reciba el filtrado en el otro vaso de precipitados.


Práctica C:

1. En un vaso de precipitados coloque 20 ml de agua y agregue 20 ml de aceite.

2. Páselos al embudo de separación.

3. Sin agitar déjelos reposar por algunos minutos, observe lo que ocurre.

4. Proceda a separar ambas capas, colocándolas en vasos de precipitados.


Práctica D:

1. Observe las característica de los elementos que se les proporcionan.

2. Determíneles la conductividad eléctrica.

3. Densidad respecto al agua.

4. Con los datos obtenidos complete la siguiente tabla:



CUESTIONARIO

Práctica A:

1. ¿Qué métodos de separación utilizó?

2. Describa para qué utiliza estos métodos en la vida cotidiana.

3. Anote sus conclusiones y realice los dibujos que correspondan al experimento?

Práctica B:

1. Investigue la reacción efectuada y complete la ecuación:

→+ 2OHCaO

2. ¿Cuál es el método de separación de mezclas que se utilizó?

3. ¿Por qué se utilizó algodón como medio filtrante?

4. Investigue el nombre de otros medios filtrantes.

5. ¿Dónde más podría aplicar este método de separación?

Práctica C:

1. ¿Por qué el agua y el aceite no se mezclan?

2. ¿Qué otras mezclas de este tipo conoces?

3. Anote sus conclusiones y realice sus dibujos correspondientes.

Práctica D:

1. Desarrolle las configuraciones electrónicas de los elementos que se les

proporcionaron y en función de ésta, dibuje una tabla periódica y colóquelos donde

corresponde.

ELEMENTO

CONDUCE LA CORRIENTE ELEC.

SÍ / NO

ATRAÍDO POR EL IMÁN

SÍ / NO

DENSIDAD RESPECTO AL

AGUA COLOR

BRILLO METÁLICO

MALEABILIDAD



CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

ELECTRONES DE VALENCIA

PERÍODO GRUPO

PRÁCTICA 2 ELABORACIÓN DE LA PILA DE RITTER DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA:

Se coloca una laminilla del material seleccionado, enseguida una laminilla de

cartoncillo impregnado en la solución salina, posteriormente otra laminilla del mismo

material junto a otra de cartoncillo impregnado y así sucesivamente hasta completar

unos diez pisos terminando en el material metálico.

Con esto se construyó la pila recargable y sólo basta con hacerle pasar una

corriente, para que la pila se cargue y después medir el voltaje entre sus extremos, ya

que originalmente no existe ningún voltaje entre sus terminales, como demostró J. W.

Ritter en 1803.

Con esto quedó descubierto el Principio fundamental de la Acumulación de

Energía Eléctrica, que es la base de los acumuladores o elementos secundarios, que,

sólo mucho más tarde, hasta 1852, gracias a la idea feliz de G. Planté, quien utilizo, en

lugar de cobre, placas de plomo y como electrolito el ácido sulfúrico, condujo al

desarrollo del acumulador de plomo, hoy en día tan valioso en la industria.

MATERIAL:

Práctica A: Varias laminillas de algún metal, por ejemplo: cobre; varios cuadros de cartoncillo y

solución de sal.


Construir la pila recargable.

PRERREQUISITOS:

Notas de la unidad de conceptos básicos.



Dominar los conceptos de mezclas homogéneas y heterogéneas, métodos de

separación de mezclas; grupos, períodos y Ley periódica.

Conocer los elementos químicos y ordenarlos en la tabla periódica basándose en sus

propiedades.

PROCEDIMIENTO: Práctica A:

Se coloca una laminilla del material seleccionado, enseguida una laminilla de

cartoncillo impregnado en la solución salina, posteriormente otra laminilla del mismo

material junto a otra de cartoncillo impregnado y así sucesivamente hasta completar

unos diez pisos terminando en el material metálico. Con esto se construyó la pila

recargable y sólo basta con hacerle pasar una corriente, para que la pila se cargue y

después medir el voltaje entre sus extremos, ya que originalmente no existe ningún

voltaje entre sus terminales.

CUESTIONARIOS Práctica A: 1. Explique el funcionamiento y usos de la pila recargable.

2. Medir el voltaje obtenido.

3. Calcular el voltaje desarrollado por cada celda.

4. Medir el tiempo de carga y descarga.

5. ¿Cómo se puede conocer el tiempo para que la pila se cargue totalmente?



PRÁCTICA 3 RECONSTRUCCIÓN DE UNA PILA SECA AGOTADA.

OBJETIVOS: Reconstruir una pila usada y medir la corriente que se obtiene, después de la

construcción.

MATERIAL:

1 vaso de cinc

1 desarmador

1 electrodo de carbón

2 vasos de precipitados de 100 ml

1 agitador

1 gasa

SUSTANCIAS Pasta activa:

14 g de cloruro de amonio

10 g de cloruro de cinc

1.5 g de almidón

agua

Despolarizante:

20 g de dióxido de manganeso.

2 g de carbón activado.

DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA:

En general, una pila es un generador de electricidad que convierte la energía

química en energía eléctrica. Actualmente existe una gran variedad de pilas y entre las

más importantes se encuentran las siguientes:

a) Las pilas impolarizables (pila de Daniell, pilas de concentración) se fundan en el

uso de dos electrolitos líquidos separados, uno para cada electrodo, basados en

sales de éstos.



En las pilas de concentración, los dos electrodos son del mismo metal y los

electrolitos también, aún cuando difiere su concentración (el electrodo sumergido

en la disolución menos fuerte constituye el polo negativo y se disuelve).

b) Las pilas de gas o de combustible se fundan en un principio muy diferente: la

producción de energía eléctrica mediante consumo de un gas combustible.

Algunos tipos de pilas de gas se alimentan con Oxígeno y con hidrógeno que se

combinan en presencia de electrodos apropiados.

Como esta combinación se obtiene agua, elemento apreciado para los futuros

astronautas, las pilas de este tipo han sido experimentadas desde 1965 a bordo

de satélites habitados, lanzados en torno de la Tierra.

c) Combinando electrodos, electrolitos y despolarizantes, puede obtenerse una de

las pilas más prácticas, la pila de Leclanché, de Despolarizante sólido de la cual

se derivan las pilas secas ordinarias.

Una pila seca, es aquella en la cual el electrolito se halla espesado con

sustancias sólidas y tiene la siguiente constitución: un electrodo negativo de cinc,

que forma la envoltura o recipiente hermético de la pila; electrodo positivo

consistente en un electrodo de grafito o barrita de grafito, dispuesta axialmente.

Despolarizante de dióxido de manganeso (MnO2); electrolito de cloruro de amonio

(NH4Cl) gelificado o espesado con aserrín. Cada elemento da una fuerza

electromotriz de 1.5 V.

Ciertas pilas, llamadas pilas patrón, se caracterizan por el color rigurosamente

determinado de su fuerza electromotriz y pueden utilizarse como patrón para

medir la fuerza de otras pilas.

PROCEDIMIENTO:

1. Se desbarata una pila usada y se utiliza el vaso de cinc y el electrodo de carbón.

2. Se prepara la pasta activa en un vaso de precipitados, también el despolarizante

en otro vaso de precipitados.

3. Se adhiere la pasta activa la vaso de cinc, formando una capa uniforme. Se

coloca una gasa o aislante que permite el paso de la humedad; se coloca el



electrodo al centro y se agrega el despolarizante alrededor, pisoneando con el

agitador. Al terminar el proceso, se puede medir la carga con el multímetro.

CUESTIONARIO:

1. Escribe las reacciones del fenómeno químico.

La reacción en el electrodo negativo es la solución de cinc que produce iones de

este metal, mientras que en el positivo aparece así:

2 MnO2 (s) + H2O (l) + 2 e- → Mn2O3 (s) + 2 OH –

El proceso total de la celda es:

Zn (s) + 2 MnO2 (s) + H2O (l) → Zn 2+ + 2 OH –

+ Mn2O3 (s)

Los iones hidroxilo formados por la reacción de la celda liberan amoníaco a partir

del cloruro de amonio, que a su vez, se combina con los iones de cinc para

precipitar la sal poco soluble, es decir:

2 NH4Cl + 2 OH- → 2 NH3 + 2 Cl - + 2 H2O

Zn2+ + 2 NH3 + 2 Cl - → Zn(NH3)2Cl2

Sin embargo, estas últimas reacciones son un proceso secundario no involucrado

directamente en las electródicas y, por lo tanto, no contribuyen al potencial de la

celda.

2. Consulta ¿cuál es el relleno de una pila de mayor voltaje?

En las celdas secas se pueden emplear diversos materiales para sus electrodos y

diferentes sustancias químicas para el electrolito. La más usada es la celda de

cinc-carbono, sin embargo, algunas otras baterías usan magnesio, plata y cloruro

de plata, o bien, cinc y cloruro de cinc.



Otra celda seca muy usada es la batería de mercurio, que consta de un electrodo

negativo de cinc y un electrodo positivo, que es una mezcla de óxido mercúrico y

grafito. El electrolito es una mezcla de hidróxidos de potasio y cinc. El voltaje sin

carga de la celda es de 1.34 V.

La batería de plomo-ácido es una celda que consta de dos electrodos, ambos

hechos de sulfato de plomo y un electrolito que, en su mayor parte, es agua pura.

Cuando está totalmente cargada, la celda de plomo-ácido tiene un voltaje de

salida, sin carga, de aproximadamente 2.1 V, pero se reduce a 2 V cuando la

celda está pasando corriente.

La celda de plata-cinc, tiene un electrodo positivo de óxido de plata, un electrodo

negativo de cinc puro y un electrolito alcalino de hidróxido de potasio mezclado

con agua destilada. Una celda de plata-cinc, totalmente cargada, transmite una

Fem. de circuito cerrado de aproximadamente 1.86 V, que desciende a 1.6 V

cuando la celda está descargada.

3. Consulta ¿qué tipo de pila usan los teléfonos?

Las instalaciones telefónicas pueden ser de batería local o de batería central. En

los de batería local, muy empleadas en el campo, el aparato consta de un órgano

de llamada (magneto) y de una pila de Leclanché, de líquido inmovilizado, que

sirve para alimentación del micrófono. El conmutador cierra y abre el circuito de

esta pila, que sólo se utiliza durante la conversación. En los de batería central, el

abonado no tiene ya que actuar sobre ningún mecanismo de llamada.

4. Consulta algunos rellenos a nivel industrial.

Generalmente, la mayoría de las pilas secas constan de una envoltura de cinc en

forma de superficie cilíndrica, que es el polo negativo; contiene, de afuera a

adentro, una solución de sal de amonio y una sustancia despolarizada que impide

que se forme hidrógeno en el polo positivo (dióxido de manganeso). Finalmente,

en el centro de la pila hay un bastoncillo de carbón, y es por tanto, el polo positivo

de la misma. El líquido se halla inmovilizado por una mezcla de sustancias

gelatinosas. En los acumuladores, que están formados normalmente por una



serie de seis pares de planchas sumergidas en ácido sulfúrico, cada par

constituye una pila y consta de una plancha de plomo y otra de dióxido de plomo.

5. ¿Qué otras industrias utilizan este sistema?

Las pilas secas más usuales están formadas por tres pilas elementales unidas

adecuadamente. Estas pilas, pequeñas o grandes, que transforman la energía

química en energía eléctrica, se utilizan para los radios, grabadoras y televisiones

portátiles, ya que son totalmente autosuficientes como los acumuladores de los

coches. El acumulador o batería tiene su aplicación más frecuente en la

alimentación de los motores eléctricos y en el arranque de motores de

combustión interna y de reacción.

Las fuentes de electricidad más utilizadas en telegrafía, son las pilas de Daniell y

Calloud y, algunas veces, la pila de Bunsen; la pila de Leclanché se utiliza en las

estaciones poco importantes y de funcionamiento intermitente.

Los relojes electrónicos pueden funcionar conectados a la red con pilas de

mercurio. PRÁCTICA 4 DETERMINAR LA UNIDAD DE CORRIENTE : EL AMPERE

DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA :

En general, una pila es un generador de electricidad que convierte la energía

química en energía eléctrica. Actualmente existe una gran variedad de pilas y entre las

más importantes se encuentran las siguientes:

a) Las pilas impolarizables (pila de Daniell, pilas de concentración) se fundan en el

uso de dos electrolitos líquidos separados, uno para cada electrodo, basados en

sales de éstos. En las pilas de concentración, los dos electrodos son del mismo

metal y los electrolitos también, aún cuando difiere su concentración (el electrodo

sumergido en la disolución menos fuerte constituye el polo negativo y se

disuelve).



b) Las pilas de gas o de combustible se fundan en un principio muy diferente: la

producción de energía eléctrica mediante consumo de un gas combustible.

Algunos tipos de pilas de gas se alimentan con y con hidrógeno que se combinan

en presencia de electrodos apropiados. Como esta combinación da agua,

elemento apreciado para los futuros astronautas, las pilas de este tipo han sido

experimentadas desde 1965 a bordo de satélites habitados, lanzados en torno de

la Tierra.

c) Combinando electrodos, electrolitos y despolarizantes, puede obtenerse una de

las pilas más prácticas, la pila de Leclanché, de Despolarizarte sólido de la cual

se derivan las pilas secas ordinarias.

Una pila seca, es aquella en la cual el electrolito se halla espesado con

sustancias sólidas y tiene la siguiente constitución: un electrodo negativo de cinc,

que forma la envoltura o recipiente hermético de la pila; electrodo positivo

consistente en un electrodo de grafito o barrita de grafito, dispuesta axialmente;

Despolarizarte de dióxido de manganeso (MnO2); electrolito de cloruro de amonio

(Nh4cl) gelificado o espesado con aserrín. Cada elemento da una fuerza

electromotriz de 1.5 V.

Ciertas pilas, llamadas pilas patrón, se caracterizan por el color rigurosamente

determinado de su fuerza electromotriz y pueden utilizarse como patrón para

medir la fuerza de otras pilas.

MATERIAL:

1 vaso de cinc

1 desarmador

1 electrodo de carbón

2 vasos de precipitados de 100 ml

1 agitador

1 gasa

SUSTANCIAS Pasta activa:

14 g de cloruro de amonio

10g de cloruro de cinc



1.5g de almidón

agua

Despolarizante:

20 g de dióxido de manganeso

2 g de carbón activado


-Reconstruir una pila usada y medir la corriente que se obtiene, después de la

construcción

PROCEDIMIENTO:

1. Se desbarata una pila usada y se utiliza el vaso de cinc y el electrodo de carbón.

2. Se prepara la pasta activa en un vaso de precipitados, también el despolarizante en

otro vaso de precipitados.

3. Se adhiere la pasta activa la vaso de cinc, formando una capa uniforme. Se coloca

una gasa o aislante que permite el paso de la humedad; se coloca el electrodo al

centro y se agrega el despolarizante alrededor, pisoneando con el agitador. Al

terminar el proceso, se puede medir la carga con el multímetro.

CUESTIONARIO:

1. Escribe las reacciones del fenómeno químico.

2. Consulta cual es el relleno de una pila de mayor voltaje.

3. Consulta qué tipo de pila usan los teléfonos.

4. Consulta algunos rellenos a nivel industrial.

5. ¿Qué otras industrias utilizan este sistema?



PRÁCTICA 5 COBRIZADO POR INMERSIÓN EN MEDIO ACIDO. DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA:

La galvanoplastia es el proceso mediante el cual se cubre un objeto con un metal,

gracias al paso de una corriente eléctrica por una celda electroquímica. El objeto que

recibe el revestimiento metálico está conectado al polo negativo (cátodo) de una fuente

de corriente continua, el metal que va a dar el revestimiento está conectado al polo

positivo (ánodo).

En esta práctica se va a cobrizar una lámina de fierro, la cual se debe preparar

para el proceso de electrodeposición; en primer lugar se debe de lijar la pieza, luego se

debe de desoxidar y posteriormente desengrasar, se lava y se seca muy bien, se pesa y

se procede a cobrizarla.

MATERIAL:

1 Lamina de fierro

1 Lamina de cobre

1 Cuba electrolítica

1 multímetro

12.5 grs. de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 5H2O)

50 mls. de ácido sulfúrico concentrado(H2SO4 )

50 mls. de alcohol etílico (CH3CH2OH)

Solución de hidróxido de sodio al 15% (NaOH)

Solución de ácido clorhídrico al 15% (HCl)

Agua destilada.


Aplicar el concepto de galvanoplastia, cobrizando un material en el laboratorio.

Aplicar la Ley de Faraday en el deposito electrolítico de materiales.

PROCEDIMIENTO: 1. En 1 lt de agua destilada, se disuelven 12.5 grs. de sulfato de cobre pentahidratado,

se agregan 50 ml de ácido sulfúrico concentrado y 50 ml de alcohol etílico.



2. Los electrodos de fierro y cobre se limpian perfectamente con una lija hasta quitar el

óxido, luego la placa de fierro se desengrasa con un baño de solución de hidróxido

de sodio y enseguida se desoxida con un baño de solución de ácido clorhídrico, se

enjuaga con agua destilada. Se seca la placa y se pesa, posteriormente se procede a

cobrizar el material.

3. La lamina a cobrizar (fierro) se conecta en el cátodo y el electrodo de cobre en el

ánodo.

4. La intensidad de corriente que se debe aplicar es de 0.3 a 0.5 amperios y de 4 a 6

voltios.

5. Los electrodos son sumergidos en la solución de sulfato de cobre durante 10

segundos, aplicando la corriente; (si el cobre depositado se desprende es que hubo

un mal desengrasado; entonces, se repite el proceso de lavado, o si es necesario se

lava con jabón y se repiten los pasos anteriores).

6. Una vez obtenido el cobrizado, la placa se pule utilizando abrasivos y con una franela

se talla hasta obtener el brillo deseado.

7. La placa es pesada nuevamente y de acuerdo con la 1° Ley de Faraday se hace la

comprobación.

CUESTIONARIO:

1. Investigar los procesos de desengrasado.

2. ¿Qué características presenta el quemado de cobre y por qué se presenta?

3. Indique algunas aplicaciones del cobrizado industrial.

4. ¿ A qué se debe el color negro que presenta la placa?

5. 5.- Hacer los diagramas de los circuitos empleados.

PRÁCTICA 6 PLATEADO ELECTROLÍTICO. DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA :

En esta práctica se va a platear un objeto que el alumno desee, el cual se debe

preparar para el proceso de electrodeposición; en primer lugar se debe de lijar la pieza,

luego se debe de desoxidar y posteriormente desengrasar, se lava y se seca muy bien,

se pesa y se procede a platearla.

MATERIAL:

1 Electrodo de grafito

1 Cuba electrolítica



1 multímetro

2 Juegos de caímanes

1 objeto a platear

35 grs. de nitrato de plata (AgNO3)

37 grs. de cianuro de potasio (KCN)



Agua destilada


Que el alumno observe el proceso de plateado de objetos metálicos previamente

cobrizados o amalgamados con mercurio.

Aplicar la Ley de Faraday en el deposito electrolítico de materiales.

PROCEDIMIENTO: 1. Disolver 37 grs. de cianuro de potasio en 200 ml de agua destilada.

2. Disolver 35 grs. de nitrato de plata en 200 ml de agua destilada.

3. Mezclar las dos soluciones aforando a 1 lt. con agua destilada y verter en la cuba

electrolítica.

4. Se limpia el objeto a platear, con una lija hasta quitar el óxido, se desengrasa con un

baño de solución de hidróxido de sodio y enseguida se desoxida con un baño de

solución de ácido clorhídrico, se enjuaga con agua destilada. Se seca la placa y se

pesa, posteriormente se procede a platear el material.

5. El objeto a platear se conecta en el cátodo y el electrodo de grafito en el ánodo.


voltios.

7. Los electrodos son sumergidos en la cuba electrolítca durante 10 segundos,

aplicando la corriente.

8. Una vez obtenido el plateado, la placa se pule utilizando abrasivos y con una franela

se talla hasta obtener el brillo deseado.

9. La placa es pesada nuevamente y de acuerdo con la Ley de Faraday hacer la

comprobación.

CUESTIONARIO: 1. Comprobar la 1° Ley de Faraday.



2. Investigar otros tipos de baños utilizados en el plateado de materiales.

3. ¿Qué industrias usan el plateado?

4. ¿Por qué se utilizo el electrodo de grafito?

5. Hacer los diagramas de los circuitos empleados.

PRÁCTICA 7 GALVANIZADO DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA:

La Electrodeposición es el fenómeno en el cual un metal se deposita sobre otro

gracias al paso de una corriente eléctrica. En esta práctica se va a depositar cobre en un

material utilizando este método.

El proceso de galvanizado consiste en cubrir de zinc el hierro; el objetivo es

proteger el metal de la oxidación. El hierro galvanizado no puede emplearse en contacto

con ácidos o álcalis, envases de frutas, carnes, etc.; debido a la acción de los ácidos

vegetales y jugos animales sobre la superficie del zinc.

Los objetos de hierro y acero se recubren por medio de una corriente eléctrica,

actuando sobre una solución neutra de sulfato de zinc o sobre sales de zinc disueltas en

álcalis cáusticos.

MATERIAL:

1 Electrodo de zinc.

1 Electrodo de fierro.

1 Cuba electrolítica.

1 multímetro.

2 Juegos de caimanes.

35 grs. de sulfato de zinc heptahidratado (ZnSO4. 7H2O)

2 grs. de cloruro de aluminio hexahidratado (AlCl3.H2O)

4 grs. de sulfato de sodio (Na2SO4)



Agua destilada.




Galvanizar una placa de fierro, determinando experimentalmente la masa de zinc y

comparar estos valores con los calculados por la 1° Ley de Faraday.

Aplicar la 1° Ley de Faraday en el deposito electrolítico de materiales.

PROCEDIMIENTO: 1. Disolver 35 grs. de sulfato de zinc en 200 ml de agua destilada.

2. Disolver 2 grs. de cloruro de aluminio en 100 ml de agua destilada.

3. Disolver 4 grs. de sulfato de sodio en 100 ml de agua destilada.

4. Mezclar las soluciones aforando a 1 lt con agua destilada y verter en la cuba

electrolítica.

5. Se limpia el objeto a galvanizar, con una lija hasta quitar el óxido, se desengrasa con

un baño de solución de hidróxido de sodio y enseguida se desoxida con un baño de

solución de ácido clorhídrico, se enjuaga con agua destilada. Se seca la placa y se

pesa, posteriormente se procede a galvanizar el material.

6. El objeto a galvanizar se conecta en el cátodo y el electrodo de zinc en el ánodo.


voltios, a una distancia de 10 cm entre los electrodos.

8. Los electrodos son sumergidos en la cuba electrolítca durante 10 segundos,

aplicando la corriente.

9. Una vez obtenido el galvanizado, la placa es pesada nuevamente y de acuerdo con

la 1° Ley de Faraday se hace la comprobación.

CUESTIONARIO: 1. Aplicar la 1° Ley de Faraday, para determinar la cantidad de zinc depositado.

2. Investigar que industrias utilizan este proceso

3. Investigar otro tipo de baño para depositar zinc.

4. Escriba las reacciones químicas efectuadas en el proceso.

5. Hacer los diagramas de los circuitos empleados



PRÁCTICA 8 MEDICIÓN DE LA FUERZA ELECTROMOTRIZ. DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA :

Las pilas o celda pueden definirse como la expresión física de un sistema

espontáneo de óxido-reducción. Esto significa el acoplamiento de dos sistemas metal-ión

metálico en solución, denominados electrodos o medias celdas, donde en uno hay

reducción en tanto que en el otro hay oxidación. Como consecuencia, siendo que cada

electrodo posee un potencial, entre las puntas externas de la celda se genera un

diferencia de potencial a la que se le llama fuerza electromotriz y se simboliza como:

Ec o FEM

La FEM puede expresarse, por convención, como sigue:

Ec = Ered - Eox

Donde

Ered = electrodo en el que se realiza la reducción

Eox = electrodo en el que se realiza la oxidación

Luego, de acuerdo a la Ley de Nernst, se tiene:

Ec = 2

2M o

mo

ME +

+m

m+2M log 0.0591 α

-⎪⎭

⎪⎬⎫

⎪⎩

⎪⎨⎧

+++

nMME n

o

no1

1

1 M log 0.0591 α

El potencial estándar de un electrodo se puede determinar experimentalmente,

comparándolo con el de uno de referencia. El electrodo de referencia universal es el

electrodo de hidrógeno, que consiste en una placa de platino platinado, sumergida en

una solución de iones hidrógeno, con actividad igual a 1, dentro de una campana de

vidrio como se muestra también en la figura. La placa de platino es continuamente

alimentada con gas hidrógeno a una presión parcial de 1 atm.

En este caso, al igual que para cualquier celda galvánica, la fuerza electromotriz

se expresa en la forma acostumbrada pero, al fijar las actividades de los iones Mn+ igual

a la unidad, los términos que contienen las actividades, desaparecen, expresándose

ahora la Ec en función de los potenciales estándar de cada electrodo, es decir:



Ec = Ered – Eox = ref

oE oo

n

E M

M −

+

Ahora bien, el potencial de oxidación (según el esquema) es el potencial del electrodo de

referencia, o sea el electrodo de hidrógeno y, por convención, el potencial estándar del

electrodo de hidrógeno es tomado igual a cero a cualquier temperatura, bajo las

condiciones establecidas, aH+ = 1 y p(H2) = 1 atm, por lo tanto, la FEM de la celda queda

finalmente como:

Ec = o

n

MM +oE

Por tanto, el potencial estándar resulta, en este caso, la fuerza electromotriz del

sistema. Por último, si el electrodo bajo consideración, fuera el de oxidación, entonces el

signo de su potencial sería negativo y el electrodo de hidrógeno funcionaría como

electrodo de reducción.

MATERIAL:

1 multímetro digital o analógico de alta impedancia

2 conexiones caimán-caimán

1 vaso de precipitados de 250 ml (con tubos para celda y agar-agar)

SUSTANCIAS

Cu(NO3)2 Nitrato cúprico

4 ml de solución de nitrato cúprico 0.1 M

placas de Pb, Ag, Zn, Pb/PbO y Cu


Medir la FEM en sistemas electroquímicos formados por pares de metales diferentes

introducido cada uno en una solución de sus propios iones.

Verificar la polaridad de los metales involucrados mediante el uso del voltímetro de

alta impedancia, empleado en la medición anterior.

Determinar experimentalmente, a partir de la Ec medida, el potencial estándar para

los diferentes metales, utilizando para el caso, soluciones electrolíticas con una

concentración 1M.



Con base en las reacciones de los electrodos, identificar los electrodos de reducción

(cátodo) y oxidación (ánodo) en las diferentes pilas construidas.

PROCEDIMIENTO:

1. Técnica: Construir, de acuerdo con las indicaciones del profesor, las celdas

2. Cada rectángulo representa un electrodo; en la parte superior se indica, con su

símbolo, la placa respectiva y, en la inferior, el electrolito en el cual está sumergida.

3. Se hacen las lecturas de la FEM generadas en cada una de las celdas, anotándose

las polaridades observadas.

ESQUEMA PARA LA CONFORMACIÓN DE LAS CELDAS.

Las celdas se deben estructurar de acuerdo con las siguientes cadenas

electroquímicas:

1. Cu (s) ⎢Cu2+ 0.1 M ⎢⎢Cu2+ 1 M ⎢Cu (s)

2. Cu (s) ⎢Cu2+ 0.01M ⎢⎢Cu2+ 1 M ⎢Cu (s)

3. Pb (s) ⎢Pb2+ 1 M ⎢⎢Cu2+ 1 M ⎢Cu (s)

4. Zn (s) ⎢Zn2+ 1M ⎢⎢Pb2+ 1 M ⎢Pb (s)

5. Pb (s) ⎢Pb2+ 1M ⎢⎢Ag+ 1 M ⎢Ag (s)

6. Pb (s) ⎢Pb2+ 1M ⎢⎢SO42- 1 M ⎢PbSO4 ⎢Pb (s)

7. Pb (s) ⎢Pb2+ 1M ⎢⎢I- 1M ⎢PbI2 ⎢Pb (s)

8. Pb (s) ⎢Pb2+ 1M ⎢⎢SO42- 1M ⎢PbO2 ⎢Pb (s)

9. Zn (s) ⎢Zn2+ 1M ⎢⎢Pb2+, Pb ⎢Cu ⎢Cu2+ 1M ⎢⎢Ag+ 1M ⎢Ag (s)

CUESTIONARIO Práctica A: 1. Si al estructurar cada una de las diferentes celdas, se utilizó como electrodo común el

de Pb/Pb(NO3)2, cuyo Eo = -0.126 V, determinar el potencial estándar de los

electrodos 3, 5, 6, 7, 8 y 9, con base en la lectura de Ec y las polaridades observadas.

2. Estimar la Ec, a través de la ecuación de Nernst, para las celdas conformadas con los

pares de electrodos 3-2 y 3-4, y comparar dichos valores con los obtenidos

experimentalmente.



3. De acuerdo con las experiencias realizadas y las cadenas electroquímicas

planteadas, explique la naturaleza de los procesos en los electrodos (¿cuál es el

cátodo, cuál es el ánodo, reacciones, polaridades? etc.)

4. ¿Qué valores de potencial se hubieran obtenido si el electrodo común hubiera sido

un electrodo de hidrógeno?

PRÁCTICA 9 DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA CONDUCTIVIDAD. DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA:

PROCEDIMIENTO: Si se aplica una diferencia de potencial V pequeña, de CD

(corriente directa), entre dos electrodos de superficie A, colocados a una distancia L e

introducidos en una solución de un electrolito univalente (por ejemplo KCl), lo que da

lugar a un gradiente de potencial:

dXdE

= LV

los iones se desplazarán en el sentido de los electrodos con signo opuesto a ellos. En

virtud de la carga asociada a los iones, este desplazamiento es semejante al de la

corriente eléctrica, ya que finalmente se traducirá en el circuito externo, en una

intensidad i de corriente, lo que pone de manifiesto el carácter conductor de la solución

mencionada.

En el caso de una pieza metálica con una geometría como la del esquema, la

resistencia eléctrica está dada por la expresión:

R = ALρ

(ohm-cm)

Sin embargo, en la determinación de la resistencia de una solución electrolítica,

debe utilizarse corriente alterna (AC) de cierta frecuencia (mayor a 1000 Hz) para

minimizar la polarización y evitar la electrólisis. El paso de la corriente a través de la

solución se efectúa, como ya vimos, por el movimiento de los iones. La capacidad de los

iones para moverse en la solución y la propiedad que tiene una solución de conducir la

corriente, se llama, en términos generales, CONDUCTANCIA.



La conductancia específica o conductividad de una solución es la conductancia

de 1 cm3 de solución entre electrodos de 1 cm2 de área que se encuentran separados 1

cm. La conductancia específica tiene unidades de siemens/cm.

Las mediciones de conductividad se realizan con un puente de Kohlrausch y, aún

cuando se determina la resistencia, en la escala del instrumento se lee en término de

conductancia. En ciertos casos, cuando la celda utilizada para determinar la

conductividad no tiene electrodos con un área exacta de 1 cm2 y la distancia de 1 cm, la

lectura debe corregirse utilizando la constante de la celda kc. Para una celda dada con

electrodos fijos, la relación AL

es constante para una determinada temperatura y se

define como:

kc = kmk

= Ck

donde km representa la conductancia medida, esto es, el recíproco de la resistencia

determinada con la celda en el instrumento empleado, La conductividad equivalente de

una solución es la conductancia específica de un equivalente de soluto:

Λ = 1000 Ck

La conductividad equivalente varía con la concentración (y es mayor en

soluciones más diluidas) porque en las soluciones concentradas las interacciones iónicas

reducen la movilidad de los iones que transportan la corriente. La conductividad

equivalente a disolución infinita, es y resulta, la suma de las conductividades

equivalentes a dilución infinita (Ley de Kohlrausch):

Λo = λ -o + λ +o

Experimentalmente, la conductividad equivalente a dilución infinita puede observarse

(para el caso de un electrolito fuerte) por extrapolación, graficando valores de Λ vs. C 21

.

a) Para electrolitos débiles, es necesario recurrir a la Ley de Kohlrausch o la Ley de la

dilución de Ostwald (graficando ΛC vs. 1/Λ), dado que, en ese caso, la gráfica:

Λ vs. C 21

no resulta apropiada para la extrapolación.



MATERIAL:

Práctica A:

1 probeta de 500 ml

1 vaso de 600 ml

1 pipeta volumétrica de 50 ml

1 pinza para soporte

1 soporte universal

sustancias:

50 ml de solución de ácido acético 0.1 M (CH3COOH)

50 ml de solución de ácido clorhídrico 0.1 M (HCl)

50 ml de solución de cloruro de potasio o cloruro de sodio 0.1M (KCl o NaCl)

Nota: En estas determinaciones se debe usar agua deionizada (cualquier ión

adicional influiría en la conductividad de la solución).

Equipo: (para un subgrupo)

1 celda de conductividad (kc = 1/cm)

1 conductímetro o puente de conductividad


Manejar los conocimientos relacionados con los aspectos fundamentales de

conductividad en soluciones.

Aplicar el método gráfico para conocer la conductividad equivalente a dilución infinita

en electrolitos fuertes.

Aplicar el método gráfico para conocer la conductividad equivalente a dilución infinita,

para un electrolito débil que cumpla la Ley de la dilución de Ostwald.

CUESTIONARIO:

Práctica A:

1.- Explique el funcionamiento y usos de las conductancias.

2.- ¿Qué relación guardan con las resistencias?

3.- ¿Y con las inductancias?

4.- Realice todas las combinaciones con una G, una L y una C.



PRÁCTICA 10 CIRCUITO IMPRESO

DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA:

Antiguamente, para realizar un circuito electrónico – receptor de radio, receptor

de televisión, alarmas, etc. se recurría a lo que entonces se conocía: el cableado con hilo

conductor. Este sistema daba lugar a gran cantidad de averías, además de la

complejidad y voluminosidad de los montajes. La implantación de los circuitos impresos

facilitó y simplificó enormemente las tareas de montaje y reparación de circuitos

electrónicos. LA PLACA VIRGEN: Una placa para la realización de circuitos impresos consiste

en una plancha base aislante – cartón endurecido, bakelita o fibra de vidrio – de diversos

espesores; los más comunes son unos 2 mm, y sobre la cual se ha depositado una fina

lámina de cobre que está firmemente pegada a la base aislante.

MEDIOS NECESARIOS PARA EL DISEÑO DE UN CIRCU1TO 1MPRESO

Para diseñar un circuito impreso es preciso disponer de lo siguiente: Un esquema

eléctrico. Este consiste en una representación de símbolos normalizados unidos por

unas líneas que representan las conexiones (conductores); al lado de cada componente

se debe reflejar la denominación de referencia y, optativamente, el valor del componente.

NORMAS BÁSICAS PARA EL DISEÑO DE CIRCUITOS IMPRESOS

1. Se diseñará sobre una hoja cuadriculada en décimas de pulgada, de modo que se

hagan coincidir las pistas con las líneas de la cuadrícula o formando un ángulo de 45º

con éstas, y los puntos de soldadura con las intersecciones de las líneas

2. Se tratará de realizar un diseño lo más sencillo posible; cuanto más cortas sean las

pistas y más simple la distribución de componentes, mejor resultará el diseño.

3. No se realizarán pistas con ángulos de 90º; cuando sea preciso efectuar un giro en

una pista, se hará con dos ángulos de 135º, si es necesario ejecutar una bifurcacion en

una pista, se hará suavizando los ángulos con sendos triángulos a cada lado

4. Los puntos de soldadura consistirán en círculos cuyo diámetro será, al menos, el

doble del ancho de la pista que en él termina.



5. El ancho de las pistas dependerá de la intensidad que vaya a circular por ellas. Se

tendrá en cuenta que 0,8 mm puede soportar, dependiendo del espesor de la pista,

alrededor de 2 amperios; 2 mm, unos 5 amperios; y 4,5 mm, unos 10 amperios. En

general, se realizarán pistas de unos 2 mm aproximadamente

6. Entre pistas próximas y entre pistas y puntos de soldadura, se observará una distancia

que dependerá de la tensión eléctrica que se prevea existirá entre ellas; como norma

general, se dejará una distancia mínima de unos 0,8 mm.; en casos de diseños

complejos, se podrá disminuir los 0,8 mm hasta 0,4 mm. En algunas ocasiones será

preciso cortar una porción de ciertos puntos de soldadura para que se cumpla esta

norma

7. La distancia mínima entre pistas y los bordes de la placa será de dos décimas de

pulgada, aproximadamente unos 5 mm.

8. Todos los componentes se colocarán paralelos a los bordes de la placa

9. No se podrán colocar pistas entre los bordes de la placa y los puntos de soldadura de

terminales de entrada, salida o alimentación, exceptuando la pista de masa.

10. No se pasarán pistas entre dos terminales de componentes activos (transistores,

tiristores, etc.).

11. Se debe prever la sujeción de la placa a un chasis o caja; para ello se dispondrá un

taladro de 3,5 mm en cada esquina de la placa

12. Como norma general, se debe dejar, una o dos décimas de pulgada de patilla entre

el cuerpo de los componentes y el punto de soldadura correspondiente

MATERIAL:

• Papel milimétrico

• Placa virgen

• Lápiz

• Goma

• Regla

• Compás

• Planilla de círculos

• Bolígrafos



• Guantes de látex

• Rotulador

• Ácido clorhídrico

• Agua Oxigenada de 110 volúmenes

• Agua

• Probeta graduada

• Pinzas de plástico

• Vaso de precipitado de 500 ml.

• Rotulador endding 3000

• Probador de continuidad


Que el alumno, relacione la química con su carrera

Que el alumno aplique la electroquímica para la realización de un circuito impreso

PROCEDIMIENTO:

PASO 1: Diseño del circuito

1. Copiar en la cuadrícula el diseño exacto realizado

2.Pasar o marcar el dibujo en la placa virgen del lado del cobre con lapiz

3. Remarcar el dibujo con el rotulador Edding 3000

4. Para hacer los trazos con el marcador se pueden utilizar reglas plasticas, teniendo

cuidado para no dañar el dibujo

PASO 2: Ataque químico

1. Preparar la solución

2. Una vez que el ácido esta a temp. Se coloca la placa de circuito impreso flotando

con la cara de cobre hacia abajo y se deja asi durante unos 15 min

3. Al cabo de los 15 min con un guante de latex, se levanta la placa y se observa

como va

4. Si es necesario sumergir la placa en agua para observar en detalle, pero o frotar

ni tallar para evitar dañarlo

5. Si el cobre que deberia retirarse no se ha ido colocar lapalaca en la solución 10

min mas y r epetir inmersiones de 10 min hasta que el circuito impreso quede completo



6. Si en un momento las pistas corren peligro, se puede sacar y retocar las pistas

cone l marcador edding.

PASO 3: Prueba de conductividad

1. Con unprobador de continuidad verificar que todas las pistas llegeuen enteras de

una isla a otra

2. En caso de que una pista se corte, hay que estañarla donde se interrumpe hasta el

otro lado y colocar sobre ella un fino alambre telefónico , de ser mas ancha colocar

un alambre mas ancho

PASO 4: perforado

1. Para que los componentes pueden ser colocados y soldados se deben hacer orificios

en las islas por donde el terminal de componente pasará

2. Para esto se utilizara un taladro

3. Quitar rebabas para evitar accidentes

4. Comprobar por ultima vez la continuidad eléctrica de las pistas y repara lo que sea

necesario

5. Una ves terminado esto la plaqueta esta lista para soldarle los componentes

CUESTIONARIO:

1.- ¿A que se llama placa virgen?

2.- ¿Que materiales se suelen utilizar como aislantes en las placas de circuito impreso?

3. ¿A que distancia podrá pasar una pista del borde de la placa?

4. ¿Cuál será la colocación de los componentes respecto a los bordes de la placa?

5. ¿Sobre que tipo de cuadricula se realizarán los diseños?

6. ¿En que consiste un esquema eléctrico?

7. ¿Que ángulos formaran las pistas con los bordes de la placa?

8. ¿A que se llama punto de soldadura?

9. Si tenemos una resistencia que mide 0.4 “ (cuatro décimas de pulgada) de largo de

cuerpo, ¿Qué distancia habrá que dejar, como mínimo, entre los puntos de soldadura de

patillas? ¿y como máximo?

10. ¿Qué métodos se pueden emplear para la limpieza de las placas vírgenes de circuito

impreso?.



BIBLIOGRAFÍA

• Química General Superior

William L. Masterton, Emil J. Slowinski

Ed. Interamericana

4ª. Edición.

• Química

Curso Preuniversitario

Madras Stratton Hall Gravel

Ed. Mc. Graw Hill

• Química

A. Garritz, J. A. Chamizo

Universidad Nacional Autónoma de México.

Ed. Addison Wesley.

• Técnicas para el laboratorio de química en microescala.

Miguel García Guerrero

Facultad de Química de la Universidad Nacional Autónoma de México

• Manual de prácticas de química 1 y 2

G. A. Ocampo, F. Fabila G., J.M. Juárez C., R. Monsalvo V., V.M. Ramírez R.

Enseñanza media superior.

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