Tarea

 

Enlace Iónico

 

	El enlace iónico se produce por transferencia de electrones entre un metal, capaz de ceder electrones, y un no metal, capaz de captarlos. Es decir, entre átomos con electronegatividades muy diferentes. Por ejemplo el cloruro de sodio se forma:
	Na - 1 e- Na+
	Cl + 1 e- Cl-
	Las fuerzas de atracción electrostática entre iones de diferente signo dan lugar al enlace iónico. Se denomina electrovalencia o valencia iónica al número de electrones intercambiados por cada elemento en un enlace iónico.     Ejemplos:   Cloruro de Sodio (NaCl) Cloruro de Potasio (KCl) Ioduro de Potasio (KI) Oxido de Hierro (FeO) Cloruro de Plata (AgCl) Oxido de Calcio (CaO) Bromuro de Potasio (KBr) Oxido de Zinc (ZnO) Oxido de Berilio (BeO) Cloruro de Cobre (CuCl2)  Propiedades Cloruro de Sodio: El cloruro de sodio, conocido como sal común, es un sólido incoloro cristalino soluble en agua y muy poco soluble en etanol. Está formado por Un átomo de sodio. Un átomo de cloro. Peso molecular: 58,4 uma Punto de fusión: 1074 K (801 °C) Punto de ebullición: 1738 K (1465 °C) Densidad: 2,2 ×103 kg/m3 Estructura cristalina: f.c.c. Solubilidad: 35,9 g en 100g de agua Termoquímica Ingestión: Peligroso en grandes cantidades Inhalación: Puede causar irritación Piel: Puede causar irritación Ojos: Puede causar irritación   Cloruro de Potasio: El cloruro de potasio compuesto químico es una sal de haluro de metal compuesto de potasio y cloro. En su estado puro, es inodoro y tiene una apariencia de cristal vítreo blanco o incoloro, con una estructura de cristal que se rompe fácilmente en tres direcciones. Cristales de cloruro de potasio son cúbica centrada en las caras. El cloruro de potasio se conoce históricamente como "cloruro de potasio". Este nombre se encontró ocasionalmente todavía en asociación con su uso como un fertilizante. Potasa varía en color de rosa o rojo a blanco, dependiendo del proceso de extracción y recuperación de usado. Blanco potasa, a veces referido como la potasa soluble, es generalmente más alta en el análisis y se utiliza principalmente para la fabricación de fertilizantes de arranque líquidos. KCl se utiliza en la medicina, aplicaciones científicas, y procesamiento de alimentos. Se produce naturalmente como la silvinita mineral y en combinación con cloruro de sodio como silvinita. Gama de transmisión: 210 nm a 20 m Transitividad = 92% a 450 nm y se eleva linealmente hasta 94% a 16 m Índice de refracción = 1,456 a las 10 m Pérdida de reflexión = 6,8% a 10 m dN/dt = -33,210-6/C dl/dT = 4010-6/C Conductividad térmica = 0,036 W / Umbral de daños: 4 GW/cm2 o 2 J/cm2; 4,2 J/cm2   Cloruro de Cesio:Cloruro de cesio, es el compuesto inorgánico con la fórmula de CsCl. Este sólido incoloro es una importante fuente de iones de cesio en una variedad de aplicaciones. Su estructura cristalina forma un tipo estructural importante que cada ion de cesio es coordinado por 8 iones de cloro. Cristales de cloruro de cesio son térmicamente estables, pero se disuelven fácilmente en agua y ácido clorhídrico concentrado, y por lo tanto se desintegran gradualmente en las condiciones ambientales, debido a la humedad. Cloruro de cesio se produce de forma natural en las aguas minerales y como una impureza en carnalita, silvinita y sal bruta de potasa. A menos de 20 toneladas de CsCl se dan anualmente en todo el mundo, sobre todo a partir de un mineral polucita cesio-cojinete Características de los Cristales   Los Sólidos cristalinos o también llamados Cristales se caracterizan por poseer una periodización perfecta en su estructura atómica. También podemos decir que es un sólido homogéneo formado en su interior por átomos, Iones o moléculas Constituyendo lo que se denomina estructura cristalina. Estructura Cristalina. Las redes cristalinas corresponden a una disposición de puntos en el espacio con la propiedad de tener simetría traslacional*. Esto quiere decir que cada punto de la red se puede obtener de otro punto mediante una traslación. Las redes cristalinas se pueden racionalizar introduciendo el concepto de celda unitaria, la cual es un paralelepípedo que por traslación de sí mismo genera completamente la red cristalina. Muchas de las propiedades de los sólidos pueden ser explicadas a partir de un estudio de su estructura, es decir, de la forma en que se distribuyen los átomos en el cristal y de los tipos de enlace interatómicos. Los electrones son elementales en los enlaces de los átomos en el cristal. Podemos sacar como conclusión que las fuerzas que mantienen unidos a los cristales son exclusivamente de naturaleza eléctrica. Tipos de cristales Las estructuras y propiedades de los cristales, como punto de fusión, densidad y dureza están determinadas por el tipo de fuerzas que mantienen unidas a las partículas. Se clasifican en: iónico, covalente, molecular o metálico. Cristales iónicos El cristal está formado por iones positivos y negativos unidos entre si mediante fuerzas de naturaleza electrostática Hay que decir que este tipo de cristal son malos conductores del calor y de la electricidad ya que carecen de electrones libres. Pero cuando el cristal es sometido a una temperatura elevada los iones adquieren movilidad y aumenta su conductividad eléctrica. Cristales Covalentes Los átomos de los cristales covalentes se mantienen unidos en una red tridimensional únicamente por enlaces covalentes. Esté tipo de cristal son extremadamente duros y difíciles de deformar, y son malos conductores del calor y por lo tanto de la electricidad (ya que sabemos que el calor y la conductividad tienen una relación directa) ya que no existen electrones libres que trasladen energía de un punto a otro. Un ejemplo típico de este tipo de cristal es el Diamante. Cristales molecular Son sustancias cuyas moléculas son no polares, la característica fundamental de este tipo de cristal es que las moléculas están unidas por las denominadas fuerzas de Van der Waals; estas fuerzas son muy débiles y correspondes a fuerzas de dipolos eléctricos. Su conductividad es nula; es decir no son conductores ni del calor y la electricidad y son bastante deformables. Cristales metálicos La estructura de los cristales metálicos es más simple porque cada punto reticular del cristal está ocupado por un átomo del mismo metal. Se caracterizan por tener pocos electrones débilmente ligados a sus capas más externas. Están cargados positivamente. Su conductividad es Excelente tanto térmica como eléctrica debido a sus electrones libres. Formación de Cristales: Formación de Cloruro de Sodio:   



Ejercicios

      Combina los siguientes elementos metálicos con el oxígeno: Co, Ca, K, Al, Cu

  Oxido de Cobalto

    Oxido de Calcio

      Oxido de Potasio

    Oxido de Aluminio

    Oxido de Cobre I

      Oxido de Cobre II

A continuación se presentan tres metales que debes combinar con el radical (OH)^- para formar hidróxidos:

 Entrecruza las valencias y arrastra la opción correcta al lugar que corresponde.

 Una vez que hayas terminado de arrastrar las valencias, podrás consultar la retroalimentación que aparecerá de forma automática.

Hidróxido (OH)-	Metal	Producto
		Fórmula	Nombre
(OH)-		LiOH	Hidróxido de Litio
		Ca	Hidróxido de Calcio
		Al	Hidróxido de Aluminio

 

ÁCIDOS Y BASES

Hipótesis: ¿Qué productos que usamos en nuestra vida cotidiana como de limpieza o alimentos son ácidos o bases?

Objetivo: Con varios productos de limpieza o alimentos comprobar cuales de ellos son ácidos y cuales bases.

Material:

• Tubos de ensayo
• Indicador universal
• Ácido acético
• Hidróxido de amonio
• Leche
• Yakult
• Suavitel
• Fabuloso
• Cloro
• Lava trates
• Alcohol
• Jitomate
• Mandarina

Procedimiento:

• En un tubo de ensayo poner leche y con la pipeta colocar 3 gotas de indicador universal.

 



En la leche pudimos notar que al agregarle el indicador universal tomo un color amarillo.

 

• Ahora agregar un poco de yakult y con la pipeta agregar 3 gotas de indicador universal.

 



 

 

En esta ocasión podemos notar que el yakult nos dio un color rojo.

 

• En un tubo de ensayo agregar un poco de suavitel y agregarle 3 gotas de indicador universal.

  

En el caso del suavitel dio un color naranja.

 

• Repetir el paso anterior pero ahora con el fabuloso, el coro, el lava traste y el alcohol.

  

  
  

  

  
  

  

 

        

 





En estos casos el fabuloso dio un color naranja; el cloro, el alcohol y el lava trastes fueron neutros.

 

 

• Ahora en el mortero colocar y jitomate y molerlo. Con el papel tornasol ver que número de ph tiene.

  

  
  

  

Aquí en color del papel se puso en un color anaranjado e indicaba que tenía un PH de 5.

 

 

• Con el mortero moler la mandarina y el líquido obtenido vaciarlo al un tubo de ensayo; por último agregarle 3 gotas de indicador universal.

 

Al agregarle las gotas del indicador el líquido tomo un color rojo.

 

• En un tubo de ensayo agregar ácido acético y agregarle 3 gotas de indicador universal.

  

El ácido acético obtuvo un color rojo.

• Repetir el paso anterior con el hidróxido de amonio.
  
  El hidróxido tuvo un color morado.

 

• Por último con ácido y una base crear una sustancia neutra.
  
  La sustancia neutra la obtuvimos de el ácido y vinagre.

Conclusión:

En nuestra vida diaria nos encontramos con diversas sustancias sin saber sin son ácidos, bases o neutras, una manera de saberlo es aplicando indicador universal como lo hicimos en esta práctica.

 

Ácido: color amarillo al roja

Base: color azul al morado

Neutro: verde

Reacción del Oxígeno con Metales y No Metales

Hipótesis: Al combinar un metal con el oxígeno se formara una base y al ser combinado el oxígeno con un no metal se formara un ácido.

Objetivo: Establecer la diferencia entre los metales con base en su comportamiento químico con el oxígeno.

Material:

• Cucharilla de combustión.
• Un vaso de precipitado de 50 ml.
• Dos matraces Erlenmeyer de 250 ml con tapón.
• Pinzas para crisol.
• Soporte Universal.
• Mechero de Bunsen.
• Cinta de Magnesio.
• Óxido de Sodio.
• Trozo de Aluminio.
• Franela.
• Manguera.
• Zinc.
• Ácido de Azufre.
• Indicador Universal

Preparación:

1. A un vaso precipitado de 50 ml, agrega 10 ml de agua destilada y tres gotas de indicador universal por ultimo poner 

Electronegatividad

Electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad que tiene un elemento de quitar electrones al otro elemento cuando esta combinado.

El Cesio y el Francio son los menos electronegativos y se les puede llamar electropositivos.

Los No Metales tienden a ser los que roban electrones, por eso sus electronegatividades son superiores a 2.

Los Metales en cambio tienen una electronegatividad baja y desprenden menos energía,al agarrar un electrón para que capte un electrón se tiene que aumentar de energía, entonces los metales tendrán electronegatividad menor a 2.

 

En la tabla los más electropositivos son Cs y Fr y el más electronegativo es el F
Conclusión: Con esto se puede observar que los No Metales son más electronegativos a diferencias de los Metales al que se le puede llamar Electropositivo.

 

 

 

 

Practica: Reacciones Endotérmicas y Exotérmicas

Reacciones Endotérmicas y Exotérmicas

(Experiencia de Cátedra)

Hipótesis: Sabremos que reacciones son endotérmicas o exotérmicas.

Objetivo: Observar cuales reacciones son endotérmicas y cuales exotérmicas apuntando sus datos.

Materiales:

• Termómetro
• 8 tubos de ensayo
• Balanza
• Pipeta
• Agua destilada
• Hidróxido de sodio
• Zinc en polvo
• Yodo
• Nitrato de amonio
• Ácido clorhídrico concentrado

Procedimiento:

1. Llena la cuarta parte de un tubo de ensayo con agua y mide su temperatura. Agrega hridróxido de sodio y disuélvela en agua. Toca la parte inferior del tubo y con el termómetro registra la temperatura final. 
2. Agrega 2 ml de agua destilada en un tubo de ensayo, mide la temperatura y agregar 1ml de ácido clorhídrico concentrado. Toca el tubo y mide la temperatura final.
3. Esperar a que las sustancias de los tubos a y b se encuentran a temperatura ambiente. Combina el contenido de estos tubos sin olvidar registrar la temperatura inicial y final.
4. Coloca 1g  de nitrato de amonio en un tubo de ensayo. Agrega 1 ml de agua y toma la temperatura final.
5. En un tubo de ensayo combina 0.5g de yodo y agrega una o dos gotas de agua. Determina la temperatura antes y después de la combinación.

Datos y Observaciones:

REACCIONES	TEMPERATURA INICIAL	TEMPERATURA FINAL	T	ABSORBE O DESPRENDE ENERGÍA	REACCIÓN ENDOTÉRMICA O EXXOTÉRMICA
HIDRÓXIDO DE SODIO	23º	29º		DESPRENDE	EXOTÉRMICA
ÁCIDO CON AGUA	23º	30º		DESPRENDE	EXOTÉRMICA
NITRATO CON AGUA	22º CON NITRATO 23º DEL AGUA	14º		DESPRENDE	EXOTÉRMICA
ZINC, YODO Y AGUA	63º	70º		DESPRENDE	EXOTÉRMICA
ÁCIDO CON HIDRÓXIDO	27º	33º		DESPRENDE	EXOTÉRMICA

En esta practica pudimos observar que las reacciones químicas que desprenden calor o aumentaba su temperatura se les llama exotérmicas y las que absorben calor son endotérmicas.

En estas imágenes podemos observar al hidróxido de sodio y el agua con el termómetro para para pedirle si temperatura inicial y final.