sábado, 23 de junio de 2007

Fuerzas intermoleculares.- Fuerzas de interacción entre moléculas

Como ya se ha hecho mención, los enlaces covalentes unen a los átomos entre sí dentro de una molécula, pero el hecho que una sustancia molecular como el agua exista en estado sólido o líquido indica que también existen fuerzas de atracción entre moléculas. Estas son las fuerzas a las cuales no hemos referido como fuerzas intermoleculares.

La magnitud de las fuerzas intermoleculares varía mucho; sin embargo, por lo general son más pequeñas que las de los enlaces covalentes que mantienen a los átomos unidos entre sí en la molécula. Por ejemplo, sólo se necesitan 16 kJ/mol para vencer las fuerzas de atracción intermolecular entre las moléculas de HCl en el HCl líquido para vaporizarlo. Al contrario, la energía necesaria para disociar el HCl en átomos de H y Cl es de 431 kJ/mol.

Otra diferencia que se pueden puntualizar entre las fuerzas intermoleculares y las fuerzas intramoleculares (enlaces químicos) es que las primeras son responsables de las propiedades macroscópicas de la materia (por ejemplo, punto de ebullición, punto de fusión, etc.,); mientras que las segundas son las responsables de la estabilidad individual de las moléculas.

Geometría molecular.- Modelo de la repulsión de los pares de electrones de valencia.- Polaridad de la molécula.

La geometría molecular se refiere a la distribución tridimensional de los átomos en las moléculas. Muchas de las propiedades físicas y químicas, tales como el punto de fusión y ebullición, densidad y los tipos de reacciones que pueden efectuar las moléculas, se ven afectadas por la geometría molecular.

No se puede predecir la geometría molecular a partir de las estructuras moleculares de Lewis. En general las longitudes y los ángulos de enlace se deben determinar experimentalmente; sin embargo hay un procedimiento sencillo que permite la predicción de la geometría general de una molécula con bastante éxito, si se conoce el número de electrones que rodean al átomo central. El fundamento de este enfoque está en la idea que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre sí. La capa de valencia es la capa electrónica más externa ocupada un átomo; contiene los electrones que se requieren generalmente en el enlace.

En un enlace covalente, un par de electrones (a menudo llamado par de electrones enlazantes) es el responsable de mantener unido a dos átomos. Sin embargo en una molécula poliatómica en la que hay dos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los diferentes pares enlazantes hace que se mantengan los más alejados posible. La geometría que asume la molécula es tal que esta repulsión sea mínima. Por ello este enfoque para estudiar la geometría molecular se llama modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), dado que explica la distribución geométrica de los pares de electrones que rodean al átomo central en términos de las repulsiones entre dichos pares.

Las siguientes reglas son bastantes útiles en la aplicación de RPECV en la predicción de la geometría de una molécula:

- En la medida en que se considere la repulsión de los pares electrónicos, los enlaces dobles y triples se pueden considerar como enlaces sencillos entre átomos adyacentes. Ésta es una buena aproximación con propósitos cualitativos; sin embargo no debe dejarse de tomar en cuenta que los enlaces dobles y triples implican mayor densidad electrónica entre dos átomos, que la que puede implicar un enlace sencillo.

- Si para una molécula se pueden dibujar dos o más estructuras resonantes, el modelo RPECV se puede aplicar a cualquiera de ellas.
Con el modelo RECPV en mente, el análisis de la geometría molecular se dividirá en dos categorías de acuerdo con la presencia o no de pares de electrones libres en el átomo central.
Polaridad molecular

Enlace químico.- Enlace iónico, covalente y metálico.

A lo largo de todos los temas de química que se han estudiado hasta ahora, se ha hecho mención de los compuestos. Como ya se sabe estos son sustancias puras resultado de la combinación de dos o más elementos en proporciones fijas y definidas; pues bien esa unión, basada en fuerzas electrostáticas, entre los distintos elementos que permite la formación de los compuestos recibe el nombre de enlace químico.

El enlace químico se clasifica en tres tipos: Iónico o electrovalente, covalente y metálico. Las propiedades físicas y químicas de los compuestos dependen del tipo de enlace que los forman y las fuerzas que mantienen unidos a sus átomos constituyentes.
Símbolo de Lewis
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, sólo entran en contacto las regiones exteriores, o dichos en otras palabras, los enlaces químicos se llevan a cabo a través de los electrones de valencia de los átomos. Con el objetivo de destacar a dichos electrones y seguir su comportamiento en una reacción química, los científicos utilizan los símbolos de Lewis. Un símbolo de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto para cada electrón de valencia del átomo de un elemento. Esta simbología no se hace ninguna distinción entre los electrones de valencia, excepto que después que se han colocado cuatro electrones alrededor del símbolo químico, esto es para el caso de que el átomo posea más de cuatro de electrones de valencia, los puntos de los siguientes electrones se disponen de tal forman que formen pares con los puntos colocados anteriormente.
El número de puntos que puntos que contenga el símbolo de Lewis de un determinado elemento representativo, corresponde con el número del grupo al cual pertenece. Los metales de transición, los lantánidos y los actínidos tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos.

Otro aporte importante por parte de Lewis al estudio de los enlaces químicos se basa la tenencia que tienen los átomos de todos los elementos a lograr la configuración de gas noble (Cada gas noble posee 8 electrones de valencia, con excepción del helio que posee 2). La regla del octeto (nombre que recibe dicho aporte de Lewis) se puede enunciar de la siguiente manera: un átomo, diferente al hidrógeno, reacciona cambiando el número de sus electrones en tal forma que adquirieren la estructura electrónica de un gas noble.
Esta combinación pude ser por intercambio electrónico o por la combinación con otro átomo, de tal manera que ambos contengan ocho electrones.
El enlace entre los iones- El enlace iónico
En los cambios químicos el número de protones y neutrones no varía, pero un átomo puede cambiar el número de electrones que posee cediéndolos (formando cationes) o ganándolos (formando aniones). Cuando hay transferencia de electrones de un átomo a otro se dice que el enlace resultante es iónico.
La estabilidad global de los compuestos iónicos depende de la interacción entre los iones que forman el sólido. Cada catión del compuesto estará rodeado de varios aniones y a su vez, cada anión estará rodeado de varios cationes.

Una medida cuantitativa de esa estabilidad es la energía reticular, la cual es la energía necesaria para separar un compuesto iónico sólido en sus iones constituyentes en estado gaseoso. A mayor energía reticular, mayor será lña estabilidad del sólido y más fuerte será el enlace iónico.

Generalmente en series de compuesto iónicos con iones de carga similar, mientras más pequeños sean los iones, mayor será la estabilidad del compuestos que forman. El NaCl es más estable que el KCl. En series de compuestos iónicos similares, los iones con cargas múltiples forman usualmente compuestos iónicos más estables que los iones con carga menor. El MgCl2 es más estable que el NaCl.

Para finalizar se puntualizarán algunas características de los compuestos formados a través de un enlace iónico:

- Tienen altos puntos de fusión.
- Son malos conductores de calor.
- Generalmente son solubles en agua.
- En estado sólido, no conducen electricidad.
El enlace entre átomos.- El enlace covalente

No todos los compuestos son iónicos o provienen de enlaces iónicos, por ejemplo en el caso de la molécula de hidrógeno (H2) no hay bases teóricas posibles, para suponer que uno, entre dos átomos de hidrógeno similares, deba tener preferencia por un electrón adicional. Además el cloro y el flúor forman iones negativos. La formación de un enlace iónico requiere iones cargados negativamente, los iones similarmente cargados se repelen entre sí. Por lo tanto el enlace del compuesto fluoruro de cloro no puede ser iónico.

Lo que pasa es que no se lleva a cabo una transferencia de electrones, sino que en estos casos, los átomos comparten los electrones logrando obtener la configuración de gas noble. Esta forma de compartir electrones es lo que se llama enlace covalente.
En un enlace covalente cada electrón compartido es atraído por los núcleos involucrados en el enlace, dicha atracción el la responsable de que se mantengan unidos los átomos involucrados.
Una estructura de Lewis es una representación del enlace covalente usando los símbolos de puntos de Lewis, en los cuales los pares de electrones compartidos se muestran ya sea como líneas o como pares de puntos entre dos átomos y los pares libres se muestran como pares de puntos en átomos individuales. Sólo los electrones de valencia se muestran en una estructura de Lewis.
Al enlazarse dos átomos por un par de electrones, se dice que están unidos por un enlace sencillo. En muchos compuestos hay enlaces múltiples, esto es, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones.
Finalmente se observa que los compuestos que tienen únicamente enlaces covalentes se llaman compuestos covalentes. Existen dos tipos de compuestos covalentes, uno contienen unidades moleculares discretas (como el H2O, H2) y el otro tiene estructuras tridimensionales extensas (como el BeCl2, cloruro de berilio sólido, SiO2, dióxido de silicio).
Comparación entre los compuestos covalentes y los compuestos iónicos.

Las fuerzas intermoleculares en los compuestos covalentes son relativamente débiles con respecto a las fuerzas que tienen los compuestos iónicos, por lo que se puede decir que las moléculas de los compuestos covalentes no están unidas fuertemente entre sí. En consecuencia, los compuestos covalentes son por lo general gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.
Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y fundidos o en disoluciones acuosas conducen electricidad; por su parte, la mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se disuelven, sus disoluciones por lo general no conducen electricidad. Los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen electricidad.

Polaridad del enlace.
Si el enlace covalente está constituido por dos átomos iguales (como en el H2, F2), es de esperar que ninguno que el núcleo de alguno de los dos atraiga a los electrones más que el otro, pero si los átomos son de diferentes elementos puede ocurrir que el núcleo de uno de ellos pueda atraer más a los electrones con más fuerza que el otro y la distribución de los electrones no sería igual. Átomo que atrae con mayor fuerza a los electrones adquiere más de esa carga y desarrolla una carga negativa parcial, una parte de carga electrónica. El otro átomo desarrolla una carga positiva parcial de la misma magnitud. La molécula será eléctricamente neutra, pero habrá mayor cantidad de la carga negativa a un extremo, o lo que es lo mismo, habrá mayor densidad electrónica alrededor de uno de los átomos. Esta situación se describe diciendo que el enlace es polar y designando las cargas parciales con los símbolos d+ y d-

Electronegatividad.-


Aunque la polaridad de las moléculas puede determinarse experimentalmente, nadie ha inventado aún un experimento para medir directamente la tendencia del átomo ligado a atraer un par de electrones; sin embargo existe una propiedad que ayuda a distinguir un enlace polar de uno no polar, la electronegatividad de los elementos. Ésta se define como la habilidad de atraer un átomo hacia sí los electrones de un enlace químico. Como era de esperarse la electronegatividad de un elemento está relacionada son su afinidad electrónica y su energía de ionización. En tal forma que un átomo como el flúor tiene la mayor afinidad electrónica y la mayor energía de ionización, tiene electronegatividad alta. En contraste el sodio, que tiene una baja afinidad electrónica y una baja energía de ionización, tiene una electronegatividad baja.
Entonces cuando se tenga un enlace covalente entre dos elementos que presenten electronegatividades muy distintas, de seguro que dicho enlace es polar; no así ocurre con la molécula, puesto que la polaridad de ésta, depende de la dirección de los diferentes momentos dipolares que pueda existir en ella.
Excepciones de la regla del octeto.

- El octeto incompleto

En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable es menor que ocho. Considérese, por ejemplo el berilio, que es un elemento que pertenece al grupo 2A (y al segundo período). La configuración electrónica del berilio es 1s22s2, tiene dos electrones de valencia en el orbital 2s. En fase gaseosa, el hidruro de berilio (BeH2) existe como moléculas discreta. La estructura de Lewis del BeH2 es

H-Be-H

Como se puede observar, sólo cuatro electrones rodean al berilio y no hay forma de satisfacer la regla del octeto para el Be en una molécula.

Los elementos del grupo 3A, en particular el Boro y el Aluminio, también tienden a formar compuestos covalentes en los cuales el átomo central está rodeado por un número menor de ocho electrones. Si se toma el boro por ejemplo, dado que su configuración electrónica es 1s22s22p1, tiene un total de tres electrones de valencia. El boro forma con los halógenos una clase de compuesto de fórmula general BX3, donde X es un átomo halógeno. En consecuencia, el trifluoruro de boro sólo tiene seis electrones alrededor del átomo de boro:
F

F B

F
- Moléculas con número impar de electrones
Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Entre ellas se encuentra el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2)
Dado que se requiere un número par de electrones para completar ocho. La regla del octeto nunca podrá ser satisfecha para todo los átomos en cualquier molécula que se encuentra en estas condiciones.

- El octeto expandido
En números compuestos hay más de ocho electrones de valencia alrededor de un átomo. Esta expansión del octeto sólo ocurre alrededor de átomos de los elementos que se encuentren en el tercer período de la tabla en adelante. Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos de este período tienen orbitales 3d que pueden ser utilizados para el enlace. Un compuesto muy estable en la cual está expandido el octeto es el hexafluruo de azufre. La configuración electrónica del azufre es [Ne]3s23p4. En el SF6, cada uno de los seis electrones de valencia del átomo de azufre se une covalentemente a un átomo de flúor, en consecuencia doce electrones rodean al átomo central. Sin embargo no todo los compuestos del azufre violan la regla del octeto, el dicloruro de azufre, por ejemplo, obedece la regla del octeto.

miércoles, 13 de junio de 2007

Ejemplo de algunas de las partes del informe

Suponga que una práctica tiene como objetivos:

  • Diferenciar propiedades físicas de propiedades químicas
  • Observar y describir las transformaciones que ocurren en un experimento dado.
  • Identificar estas transformaciones como cambio físico o cambio químico.
Uno de los experimentos de la práctica es el siguiente:
Experimento nº 3: PROPIEDADES DE ALGUNAS SUSTANCIAS.
  1. En un tubo de ensayo limpio y seco coloque 10 gotas de Cu(NO3)2 0.1 M
  2. Agréguele gota a gota solución 0.1 M de NH3 agitando continuamente hasta que observe un precipitado.
  3. Siga añadiendo solución de NH3 agitando continuamente hasta observar algún cambio.
  4. Describa el proceso observado:

En dicho experimento usted observó lo siguiente:

La solución de Cu(NO3)2 es de color azul claro. Al añadirle gota a gota y agitando continuamente la solución 0.1 M de NH3, la cual es incolora, se observó la formación de un precipitado de color azul claro, el líquido sobrenadante no cambió de coloración. Al continuar añadiendo solución de NH 3 se disolvió el precipitado y la solución tomó una coloración azul oscura.
En la parte correspondiente a la discusión de observaciones y resultados podrá escribir lo siguiente:
EXPERIMENTO Nº 3: Las soluciones que contienen el ión cúprico o cobre (II) tienen un color azul claro, esto se debe a que en medio acuoso dicho ión se hidrata formando el ión complejo hexa-acuocobre(II) ( ) que es el responsable de la coralación azul. La característica anteriormente nombrada es una propiedad física de estas soluciones pues puede ser observada sin que cambie su identidad.

La solución de amoniaco (NH3) se añada gota a gota y agitando continuamente para que ambas sustancias entren en contacto gradualmente y así observar los cambios que van ocurriendo. El precipitado de color azul claro que se forma es el hidróxido cúprico, de acuerdo a la siguiente reacción:


Como se formó una nueva sustancia, quiere decir que ocurrió un cambio químico.

El hidróxido cúprico es un sólido poco soluble que está en equilibrio con una solución saturada de sus iones, como el líquido sobrenadante contiene iones cúpricos éste no cambia de color con la formación del precipitado.

El equilibrio químico entre el hidróxido cúprico y sus iones, se representa mediante la siguiente reacción:


El amoniaco añadido en exceso reacciona con los iones cúpricos de la solución saturada, lo que permite que el hidróxido cúprico se disuelva y se forme el ión tetra-amincobre(II), el cual es el responsable de la coloración azul oscuro en la solución resultante.
La reacción entre el ión cobre (II) y el exceso de amoniaco se expresa mediante la siguiente ecuación:

Al igual que en el caso anterior la formación de una nueva sustancia, en este caso el ion tetra-amincobre(II) indica que ocurrió un cambio químico
En la parte correspondiente a las CONCLUSIONES, se podrá incluir de acuerdo con los objetivos los siguiente:
  • El color de las soluciones es una de sus propiedades físicas
  • La formación de una nueva sustancia indica un cambio químico
  • Una propiedad química del ion cobre (II) es reaccionar con cierta cantidad de amoniaco para formar hidróxido cúprico
  • Una propiedad química del ion cobre (II) es reaccionar con un exceso de amoniaco para formar el ion complejo tetra-amincobre (II)

domingo, 10 de junio de 2007

Cuestionario práctica nº1 Procedimientos del laboratorio

(Nota: Lamentablemente no me fue posible publicar la práctica de laboratorio en este espacio, por favor envíenme un correo electrónico a la dirección que aparece en la parte superior de esta página, para hacerles llegar la información )

CUESTIONARIO

Investigar las siguientes preguntas antes de asistir al laboratorio. Consultar la bibliografía
señalada.

1. Definir los siguientes términos:
a) Precisión.
b) Exactitud.
c) Apreciación de un instrumento de medida.
d) Error absoluto.
e) Error relativo.
f) Error instrumental.
g) Decantar.
h) Filtrar.
i) Evaporar.
j) Solución.
k) Mezcla.
l) Suspensión.
m) Combustión.

2. Con los datos siguientes:
Peso de la muestra = 355 g. Error absoluto: 5 g.
Temperatura = 25ªCº Error absoluto: 1 oC.
a) Calcular el error relativo de cada medición.
b) ¿Cuál medida se realizó con mayor precisión?.

3. Cuando se hace una medición, ¿cómo se evitan los errores de paralaje?.

4. ¿Con cuál de los siguientes instrumentos mediría con mayor precisión, 15.4 mL. de una solución:
--- Cilindro graduado de capacidad 20 mL. apreciación ± 0.2 mL.
--- Pipeta graduada de capacidad 25 mL. apreciación ± 0.1 mL.
--- Pipeta graduada de capacidad 20 mL. apreciación ± 0.1 mL.

5. ¿Por qué debe curar la pipeta o la bureta antes de efectuar una medición?.
6. ¿Cuáles de los siguientes materiales pueden ser curados antes de su uso: pipeta volumétrica, pipeta graduada, matraz aforado?.

7. ¿Por qué no debe soplar la gota de líquido que queda en la punta de la pipeta, después de haber vaciado su contenido?

8. Cuando prepara una solución en un matraz aforado, ¿por qué debe agitar antes de enrasar?
9. Explique ¿cómo prepararía 250 mL. de solución 0.3 N de NaCl a partir de una solución 1 N?

http://es.wikipedia.org/wiki/Precisi%C3%B3n_y_exactitud

http://www.geocities.com/fisgeo2000/laboratorio/mediciones.doc

http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnicaslabquimico/02practicas/practica07.htm

http://www.monlau.es/btecnologico/quimica/tema1_5.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/Combusti%C3%B3n

Normas para la elaboración de informes de laboratorio

1. Características generales del informe

Cada semana luego del laboratorio debe entregarse un informe individual escrito sobre la práctica realizada en la sesión anterior con las siguientes características:

  • Debe estar escrito en forma ordenada, clara y precisa de acuerdo con los objetivos, respetando las normas gramaticales pertinentes.
  • Escriba en forma impersonal y en tiempo pasado (por ejemplo: se hizo, se determinó, etc.)
  • Utilice el tiempo presente para inferencias o interpretaciones de los hechos observados. (por ejemplo: el ión cromato predomina en medio básico)
  • Distribuya el escrito en párrafos que expresan ideas concretas. En este sentido los párrafos no serán ni demasiado largos ni demasiado breves.
  • Trate de utilizar sinónimos para evitar la constante repetición de términos.
  • Todas las fórmulas químicas deben tener sus correspondientes subíndices especificados claramente.
  • En las ecuacions químicas, los coeficientes estequiométricos y los subíndices de las fórmulas deben estar diferenciados en posición. (ejemplo: 2 es un coeficiente y 3 es un subíndice 2HNO3)

2. Recomendaciones para la presentación

Aunque no existen normas universales al respecto, el informe debe ser limpio y ordenado para facilitar su lectura y compresión. Algunas recomendaciones básicas acerca de la presentación del informe son las siguientes:

  • Utilice papel blanco de tamaño carta de calidad uniforme.
  • Puede ser manuscrito, a máquina o en computadora, pero siempre usando un tipo de letra sencillo y fácil de leer.
  • Si es manuscrito, hágalo en tinta de un sólo color (azul o negro)
  • Si está hecho a computadora, imprima con anticipación para evitar imprevistos que impidan la entrega del informe.
  • El número de hojas por informe depende de la extensión de la práctica, generalmente no deben ser más de diez (10) hojas escritas por una sola cara.
  • El margen superior y el izquierdo deben ser de 3 cm y el inferior y derecho de 2 cm.
  • Si usa papel de gráficos cuyo tamaño exceda al del papel que usa, dóblelo cuidadosamente por sus lados inferior y derecho para igualar el tamaño de la hoja del informe.
  • La primera página o portada contiene: Identificación de la institución en la parte superior izquierda, número y título de la práctica centrados en la parte media, identificación del autor (nombre, cédula y sección), nombre del profesor en la parte inferior derecha, fecha centrada en la parte inferior.

3. Estructura del informe

El informe de laboratorio consta en general de las siguientes partes:

  • Objetivos
  • Datos y Resultados
  • Discusiones de observaciones y resultados
  • Conclusiones
  • Bibliografía
  • Anexos: Fórmulas y ejemplos de los cálculos y gráficos

1. Objetivos

  • En esta sección se colocarán los objetivos generales de cada página

2. Datos y resultados

  • Presente los datos y los resultados en tablas en caso de ser necesario
  • Identifique cada una de las tablas con un número y un título breve pero que describa los valores presentados en ellas (Ejemplo: Tabla nº 1: Apreciación de diversos instrumentos volumétricos)
  • Identifique cada columna o fila con el nombre, símbolo y entre paréntesis la unidad de valor a presentar.
  • Los resultados numéricos se deben expresar usando el número de cifras significativas apropiadas. Nota: todos los valores en la tabla deben presentar el mismos número de cifras décimales.

3. Discusiones de observaciones y resultados

  • En esta sección del informe se argumentan las observaciones y los resultados encontrados
  • Todos los cambios químicos estudiados deben estar justificados con su correspondiente ecuación química balanceada, indicando el estado físico de las sustancias.
  • Compare los resultados experimentales con los teóricos y trate de sustificar semajanzas y diferencias entre ellos.
  • Enjuicie en forma crítica la validez y confiabilidad de los resultados en cuestión.
  • Evite emitir juicios de valor que no estén acompañados de las evidencias que los justifiquen.
  • Sólo puede discutir sobre las observaciones realizadas y resultados obtenidos.

4. Conclusiones

  • Resuma con precisión y claridad las ideas esenciales que se deriven del trabajo realizado.
  • Vincule estas ideas con los objetivos de la práctica
  • Presente sin argumentación los resultados obtenidos del tratamiento de los datos o de observaciones.
  • Sólo puede concluir sobre las observaciones y resultados discutidos previamente.

5. Bibliografía

  • Incluya solamente los textos consultados en orden alfabético respecto al autor
  • Indique el autor, nombre del texto, la editorial, el año de edición, el número de la edición (si es segunda, tercera, tec.) y la numeración de las páginas consultadas.

6. Anexos

6.1. Fórmulas y ejemplos de los cálculos

  • En esta sección se presentan las fórmulas de los cálculos núméricos realizados
  • Es suficiente usar un solo ejemplo para ilustrar cada tipo de cálculo realizado
  • Debe especificar si es necesario, las conversiones de las unidades

6.2 Gráficos

  • No realice los gráficos con computadora
  • En el artículos "normas para la elaboración de gráficos" encontrará los aspectos necesarios para la presentación y realización de gráficos

Normas y reglamentos del labororatorio de química general

OBJETIVOS DEL LABORATORIO

Al finalizar el curso, el estudiante debe estar en capacidad de:

  • Seguir las instrucciones de un trabajo práctico
  • Manipular los reactivos, materiales y equipos más comunes en forma adecuada y segura.
  • Relacionar los conocimientos adquiridos en los cursos de Química General con los adquiridos en el laboratorio.
  • Hacer medidas precisas y estar atento a las posibles fuentes de error.
  • Anotar con claridad y exactitud los resultados experimentales.
  • Obtener conclusiones.

En resumen, el objetivo primordial del laboratorio es estimular la capacidad de observación y análisis del alumno.

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

Un laboratorio de química no es realmente un lugar peligroso, pero requiere de la prudencia y del buen juicio del experimentador para evitar accidentes.
A continuación se discutirán las precauciones más importantes que usted debe tener en cuenta al trabajar en el laboratorio.

  • Cuando caliente un líquido en un tubo de ensayo, agítelo continuamente sin orientar la boca del tubo hacia usted o hacia sus compañeros.
  • Cuando desee conocer el olor de alguna sustancia, acerque con la mano los vapores a su nariz. Nunca acerque la cara al envase.
  • Nunca intente conocer el sabor de los reactivos.
  • Los experimentos en los cuales se producen vapores tóxicos, deben realizarse en la campana extractora.
  • Al mezclar ácido sulfúrico con agua se libera mucho calor, por lo tanto, vierta el ácido lentamente sobre el agua. Nunca lo contrario.
  • Reporte cualquier accidente inmediatamente a su profesor.
  • Si le cae en los ojos alguna sustancia, lave inmediatamente con abundante agua o con solución isotónica. Informe a su profesor.
  • Si le cae en la piel algún líquido alcalino, lave con abundante agua y luego aplíquese ácido acético o ácido bórico diluido.
  • Si le cae en la piel algún ácido, lave con abundante agua, seguida de solución de bicarbonato de sodio.
  • Cuando caliente un objeto, permita que se enfríe antes de tocarlo. Las quemaduras con objetos calientes deben tratarse con preparados comerciales para esos fines.
  • Una contaminación que pasa desapercibida es la que ocurre a través de la piel. Adquiera el hábito de lavarse las manos después de manipular los reactivos.
  • No se lleve a la boca ningún tipo de alimento mientras se encuentre en el laboratorio.

INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO

  • Antes de comenzar los experimentos, compruebe si el material a utilizar está completo y en buen estado; de no ser así notifíquelo a su profesor o al técnico.
  • Lave el material de vidrio con detergente, agua y por último con agua destilada.
  • Las buretas, pipetas y otros materiales volumétricos después de haber sido lavados cuidadosamente, deben curarse con pequeñas porciones del líquido a utilizar.
  • Antes de utilizar cualquier reactivo lea cuidadosamente la etiqueta y compruebe que corresponde a las características requeridas en el experimento.
  • Una vez que haya utilizado algún frasco de reactivo, debe taparlo inmediatamente y regresarlo a su sitio. Las tapas de los reactivos no deben colocarse en el mesón, manténgalas en la mano. No destape dos frascos a la vez.
  • No retorne los restos de soluciones a los frascos originales de reactivos.
  • Para introducir termómetros o tubos de vidrio en orificios de tapones, lubrique el orificio del tapón previamente.
  • No vierta sustancias sólidas por el desagüe. Utilice los depósitos de desperdicios.

REGLAMENTO INTERNO DEL LABORATORIO DE QUIMICA

  • El LABORATORIO DE QUIMICA es un componente indispensable del programa de la asignatura QUÍMICA. En concordancia con el artículo 63 del REGLAMENTO DE EVALUACION DEL RENDIMIENTO ESTUDIANTIL, los alumnos deberán mantener una asistencia mínima de 80 % de las prácticas para aprobar la asignatura.
  • Durante los quince primeros minutos de iniciada la sesión de prácticas, se realizará una prueba corta sobre los aspectos teóricos y experimentales concernientes a los experimentos del día. Una calificación inferior a diez puntos en cuatro oportunidades, implica la pérdida del laboratorio. No se realizarán pruebas cortas recuperativas, pues su objetivo es estimular la preparación teórica previa a la sesión de prácticas.
  • La contribución del laboratorio a la nota definitiva es de 20 %, distribuida así:
    5 pruebas cortas previas a cada práctica con una contribución de 13% en total.
    5 informes con una contribución de 7% en total.
  • Se exige puntual asistencia al laboratorio. Después de 10 minutos de iniciada la práctica, no se permitirá la entrada a ningún alumno.
  • Es indispensable vestir la bata durante toda la sesión de prácticas.
  • En todas las sesiones de prácticas, el alumno trabajará en el sitio designado por el profesor.
  • El alumno es responsable del material y equipo que se le suministrará al inicio de la práctica. El material perdido o dañado deberá reponerlo en un plazo de dos semanas. No se le entregará la nota final, al alumno que no haya cumplido con esta norma.
  • El alumno debe preparar la práctica, consultar la bibliografía, aclarar dudas y realizar los cálculos necesarios antes de asistir a la sesión de prácticas.
  • El alumno deberá tomar nota de sus observaciones en la guía de prácticas o en el cuaderno de laboratorio.
  • Está terminantemente prohibido: fumar, comer, hablar en voz alta, atender visitas y vagar por el área de trabajo.
  • Ningún estudiante podrá retirarse del laboratorio en el transcurso de la práctica, sin la previa autorización del profesor.
  • Deberá informar cualquier accidente por pequeño que sea al profesor, o técnico.
  • No deberá realizar ningún experimento ajeno a la práctica, sin la autorización del profesor.
  • Al finalizar la sesión de prácticas, los alumnos dejarán su sitio de trabajo y el material utilizado, en perfecto orden y aseo.
  • Cada semana, el alumno deberá entregar un informe escrito acerca de la práctica realizada en la sesión anterior.

domingo, 3 de junio de 2007

Referencias bibliográficas

Referencia Bibliográfica Básica

CHANG & COLLEGE (2002) Química. 7ma ed. México. McGraw-Hill/Interamericana Editores. Traducción de la séptima edición en inglés "Chemistry".

Unidad I
Secciones del Chang (no son consecutivas)
1-1,1-2,1-45,1-6,1-9,2-1,2-3,2-5,2-6,3-1,3-2,3-5
Unidad II
Secciones del Chang (no son consecutivas)
7-1, 7-2, 7-4, 7-5, 7-6, 7-7, 7-8, 7-9, 2-4, 8-1, 8-2, 20-4, 8-3, 8-4, 8-5
Unidad III
Secciones del Chang (no son consecutivas)
9-2, 8-6, 2-7, 9-4, 9-5, 9-6,9-9, 10-1,10-2
Unidad IV
Secciones del Chang (no son consecutivas)
11-2, 11-1, 11-6, 11-7,
Unidad V
Secciones del Chang (no son consecutivas)
5-7, 5-1,5-2,5-3,5-4, 5-6, 5-8
Unidad VI
Secciones del Chang (no son consecutivas)
11-8, 11-9, 12-1, 12-2, 12-4, 12-5, 4-1, 6-6, 4-5, 12-3, 12-6
Unidad VII
Secciones del Chang (no son consecutivas)
3-7, 6-1, 6-2, 13-4, 13-1, 13-2, 13-3, 13-6
Unidad VIII
Secciones del Chang (no son consecutivas)
3-8, 3-6, 3-9, 3-10, 5-5
Unidad IX
Secciones del Chang (no son consecutivas)
14-1, 14-2, 14-4, 14 -5
Unidad X
Secciones del Chang (no son consecutivas)
4-3, 15-1, 15-2, 15-3, 15-4, 15- 5, 15-6, 15-7,15-10, 4-7
Unidad XI
Secciones del Chang (no son consecutivas)
4-4, 19-2, 19-3, 19-4, 19-5, 19-6, 19-7, 4-8
Referencia Bibliográfica Complementaria
BROWN, Le MAY & BURSTEN. (2004) Química. La Ciencia Central. Pearson Educacion -Prentice Hall.
HEIN & ARENA. (2001) Fundamentos de Química. 10ma. Ed. International Thomson Editores, S.A. México.
MASTERTON & HURLEY (2002) química. Principios y Reacciones. Paraninfo - Thomson Learning
MOORE, STANITSKI, WOOD & KOTZ (2000) El Mundo de la Química. Pearson Educacion -Prentice Hall.
PETRUCCI , HARWOOD & HERRING (2003) Química General. 8va Ed. Pearson Educacion -Prentice Hall.
SKOOG, D., & Col. (2005) Fundamentos de Química Analítica. Paraninfo - Thomson Learning.
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http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html
http://ithacasciencezone.com/chemzone/lessons/03bonding/mleebonding/metallicbonding.htm
http://ithacasciencezone.com/chemzone/lessons/03bonding/mleebonding/van_der_waals_forces.htm
http://ithacasciencezone.com/chemzone/lessons/03bonding/mleebonding/hydrogen_bonds.htm
http://ithacasciencezone.com/chemzone/lessons/03bonding/mleebonding/ionic_bonds.htm