INFORME DE QUIMICA

Nombres: Miguel Álvarez

Javiera Belda

Carlos Cardoso

Sofía Tapia

Fecha: 07/10/2015

Curso: 1° A

Asignatura: Química

Profesor: Lidia Salfate

INDICE

Introducción…………………………………………………………………… 3

Materiales y reactivos……………………………………………………….. 4

Marco teórico…………………………………………………………………. 5

Procedimiento……………………………………………………………….... 11

Medidas de seguridad……………………………………………………….. 14

Resultados……………………………………………………………………. 15

Análisis y discusión de los resultados…………………………………….. 18

Cuestionario…………………………………………………………………. 20

Conclusión…………………………………………………………………… x

Apéndice……………………………………………………………………… x

2

INTRODUCCION

El objetivo de este informe es dar a conocer las experiencias realizadas en el

laboratorio, con el fin de demostrar las hipótesis propuestas acerca de las

propiedades físicas y químicas que le confieren los tipos de enlaces químicos a

las sustancias.

En relación a lo anterior es que detallaremos lo que sucede cuando el sodio

entra en contacto con el agua, y ciertas sustancias son puestas en la llama.

Asimismo describiremos la reacción de algunos metales con ciertos tipos de

ácidos, y los procedimientos realizados para lograr que estas experiencias se

desarrollaran con éxito.

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MATERIALES Y REACTIVOS

Guía N° 1

“Tipos de Enlaces Químicos”

Material Reactivos

4 agitadores de vidrio 3 gr de azúcar común

2 probetas de 100 ml 3 gr de sal común(NaCl)

4 matraces Erlenmeyer de 250 ml 11 ml de aceite

1 piseta 11 ml de alcohol etílico

1 mechero de bunsen 400 ml de agua destilada

1 espátula

1 cucharilla de combustión

Guía N° 2

“Comparación de Reactividad de algunos metales”

Material Reactivos

5 matraces de Erlenmeyer de 250 ml.(1 de ellos con un tapón de goma)

2 trozos de cada uno de los siguientes metales:

Cobre (Cu) Zinc (Zn) Hierro (Fe) Plata (Ag) Sodio (Na)

2 pipetas graduadas de 10 ml. Agua destilada

Propipeta (si es que se tiene) Disolución de Fenolftaleína

1 pinza Ácido Nítrico (HNO3) concentrado

Ácido Clorhídrico (HCl) concentrado

MARCO TEÓRICO

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En esta parte explicaremos de manera general en qué consiste, teóricamente,

los tipos de enlaces, sus características, propiedades, de modo que podamos

recordar y aclarar los conceptos básicos relacionados con éste contenido

específico.

Para lo anterior es que recurriremos a algunos textos y autores, los cuales nos

permitirán abordar de forma simple los conceptos antes mencionados.

Para comenzar, recordaremos que un enlace significa literalmente “unión”, por

ende, enlace químico sería unión de dos o más átomos con un sólo fin:

alcanzar la estabilidad, como se menciona en el texto escolar, lo cual se

produce porque la mayoría de los elementos trata de completar ocho

electrones en su último nivel. Esto se produce porque las fuerzas de atracción

que mantienen unidos los elementos que conforman un compuesto, generan

interacciones de los electrones que se posicionan en los orbitales más

exteriores de ellos, éstos corresponden a los electrones de valencia. Es por

esto que cuando dos átomos se acercan, se ejercen varias fuerzas entre ellos.

Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos y otras tratan de

separarlos. Es importante destacar que, para la mayoría de los átomos,

exceptuando los gases nobles (Helio, Neón, Argón, Kriptón, Xenón y Radón,

los cuales son muy estables pues tienen su último nivel de energía completo

con sus ocho electrones), las fuerzas de atracción son superiores a las que las

repelen y los átomos se unen formando un enlace.

Por tanto, podemos definir al enlace químico como “la fuerza que mantiene

unidos dos o más átomos dentro de una molécula”.

Entonces, como se explicó, los átomos se unen para formar nuevas sustancias

de modo que se conformen estructuras más estables, producto de los enlaces

químicos, los cuales aumentan la estabilidad. Para lograr ese estado ideal

estable, los átomos pueden utilizar algún método que les acomode, eligiendo

entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo o

ponerlos en común junto con otros muchos.

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De estas tres posibilidades nacen los tres tipos de enlace

químico: iónico, covalente y metálico.

Enlace iónico

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no

metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se

transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten

en iones con carga positiva.

Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando

enlaces iónicos.

Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un

átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva

y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática

que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de

electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces

iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.

Enlace iónico: Molécula de NaCl

 

En general, cuando el compuesto está constituido por un metal y un no-metal y

además la diferencia en electronegatividades es grande, el compuesto

es iónico. Es el caso del bromuro de potasio (KBr).

Propiedades de un enlace iónico

Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características

especiales:

   •   Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.

   •   La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.

   •   La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el

hexano.

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   •   Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado

líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas

(iones),  pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son

demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

   •   Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.

Enlace covalente

Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos

átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.

Enlace covalente apolar (o no polar)

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los

electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se

llama covalente apolar.

Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo

elemento presentan este tipo de enlace.

Enlace covalente apolar: Molécula de N2

(Usando la Notación de Lewis)

En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con

respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es

cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos

átomos del mismo elemento) , tales como H2, O2, N2, F2 y Cl2, porque los dos

átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos

decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares

deben ser no polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2)

es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría

es covalente apolar.

Enlace covalente polar

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Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los

electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente

polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y

covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma

desigual).

Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.

Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o

maleabilidad.

Veamos un ejemplo:

¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?

Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene

una electronegatividad de 2,2  y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de

electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.

El resultado de la operación entrega 1,24 cifra que es menor que 2,0 y mayor

que 0,5.

Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la

electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales

distintos para definir su enlace como covalente polar.

Enlace covalente coordinado

Se establece por compartición de electrones entre dos átomos, pero sólo un

átomo aporta el par de electrones compartidos.

Propiedades de los enlaces covalentes

   •   Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

   •   La mayoría son insolubles en disolventes polares.

   •   La mayoría son solubles en disolventes apolares.

   •   Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.

   •   Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque

no contienen partículas cargadas.

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Enlace metálico

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico.

Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través

del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad

y ductilidad.

Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca

fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.

Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser

metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es

covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico.

Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre

un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

Cómo se forman los enlaces covalentes no polares y polares

Al contrario de los enlaces iónicos, en los cuales ocurre una transferencia

completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más)

elementos comparten electrones.

El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una

tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones).

Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno

de los no metales que participan en el enlace querrá ganar electrones, estos

elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.

Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos

de hidrógeno.

Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera y

única capa o envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos

electrones, cada átomo hidrógeno tenderá a captar un segundo electrón.

Enlace covalente apolar entre dos átomos de hidrógeno (H)

 

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En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno

reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el

compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos

compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace

covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una

envoltura de valencia.

Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan (formando moléculas

diatómicas homonucleares), tendremos un enlace no polar.

Otro ejemplo de enlace covalente apolar (no polar), pero con átomos

diferentes, es el metano (CH4).

La electronegatividad del carbono es 2,5 y la del hidrógeno es 2,1; la diferencia

entre ellos es de 0,4 (menor de 0,5), por lo que el enlace se considera no polar.

Además, el metano es una molécula muy simétrica, por lo que las pequeñas

diferencias de electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí.

En cambio, se forma un enlace polar cuando los electrones son desigualmente

compartidos (permanecen más tiempo cerca de un átomo que del otro) entre

dos átomos. Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene

una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta

como para empujar completamente los electrones y formar un ión).

Esto quiere decir que, en un enlace covalente polar los electrones que se

enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor

afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace covalente polar es el

enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

(fuente: http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Enlace_quimico.html)

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PROCEDIMIENTO

Guía N° 1

“Tipos de Enlaces Químicos”

Procedimiento de solubilidad

1. Demostrar la solubilidad de las sustancias y en base a esto deducir el

tipo de enlaces que mantienen unidas a sus átomos (enlaces

interatómicos) y de las soluciones que se forman (enlaces

intermoleculares).

2. Numerar cuatro matraces Erlenmeyer de 250 ml y colocar con la probeta

100 ml de agua destilada.

3. Agregar a cada vaso, cada una de las sustancias que se van a utilizar en

esta práctica.

4. Agitar vigorosamente, observar y anotar los cambios ocurridos en cada

matraz.

Prueba a la llama

1. En una cucharilla de combustión coloque 0.2 gr de azúcar y mantenga la

cucharilla en contacto a la llama mediana en un mechero de bunsen.

Anote sus observaciones.

2. Limpie bien la cucharilla y repita la operación con las demás sustancias (

aceite, sal común y alcohol). Anote sus observaciones.

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Guía N° 2

“Comparación de Reactividad de algunos metales”

1. Reactividad de sodio en agua

a. En un matraz Erlenmeyer, agregar 50 ml de agua destilada y 3 gotas de

disolución de fenolftaleína. A continuación, agregar con pinza un trozo de sodio

metálico. A nota lo que observas

b. Luego, agregar al matraz acido clorhídrico hasta ver un cambio. Anota lo que

observas.

c. Al mismo matraz anterior, agregar un trozo de sodio metálico. Registra tus

observaciones

2. Reactividad de algunos metales con ácidos

En cada uno de los matraces aun vacios escribir el nombre de un metal a

analizar (Cu, Ag, Zn, Fe)

2.1. Con acido clorhídrico (HCL) concentrado

a. A cada uno de los cuatro matraces agregar 10 ml de HCL concentrado

b. Luego, con mucho cuidado, agregar a cada uno de ellos, un trozo del metal

que corresponda según el nombre escrito en el matraz. Cuando hayan

agregado el zinc, llamen a su profesor (a) para que acerque un fosforo a la

boca del matraz. Anota como reaccionó cada metal, incluyendo lo que sucedió

al acercar el fosforo al hacer reaccionar el Zn.

c. Una vez anotadas las observaciones, lavar los matraces con agua corriente,

o sea: se deja correr la llave del agua potable y después se bota el contenido

del matraz cerca del desagüe con el agua corriendo. Luego, sin tocar el interior

de los matraces, se les agrega agua y se enjuaga agitando circularmente. No

es necesario sacar los matraces.

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2.2. Con acido nítrico (HNO3) concentrado

a. A cada uno de los cuatro matraces agregar 10 ml de acido nítrico (HNO3)

concentrado

b. Acercar el tapon de goma al matraz que contenga el cobre

c. Luego, con mucho cuidado, agregar dentro de cada matraz un trozo de metal

que corresponda según el nombre escrito, y apenas agreguen el cobre deben

tapar ese matraz con el tapón. Anota como reacciono cada metal.

d. Una vez anotadas todas las observaciones, lavar todos los matraces, menos

el utilizado para el cobre, que deberá permanecer tapado. Recuerda que el

lavado es con agua corriente y que nunca debes tocar el matraz ni su interior.

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MEDIDAS DE SEGURIDAD

Guía 2

-No jugar, correr ni comer en el laboratorio

-Usar en todo momento los lentes de seguridad

-No aspirar los vapores de los ácidos ni los vapores que resulten de las

reacciones

-No tocar ni oler los ácidos ni el sodio

-Observar las reacciones por el lado de los matraces, nunca por su boca

-Realizar la actividad practica con suficiente ventilación

-No hacer nada que no sea indicado por tu profesor (a)

-En caso de accidentes, avisar inmediatamente a tu profesor

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RESULTADOS

Guía 1

Prueba de solubilidad: Sin revolver

Al colocar el azúcar en el agua, se hundió

Al colocar el aceite al agua se dividió en dos partes el aceite arriba y el agua

abajo, son sustancias inmisibles.

Al agregar la sal al agua, similar al azúcar, se hundió

Al agregar el alcohol etílico al agua se juntan, no se diferencia uno del otro,

emana un olor fuerte.

Con revolver

Al agitar el agua con azúcar el azúcar se disuelve en el agua, el agua que da

con aspecto turbio.

Al agitar el aceite con el agua, no se disuelven quedando el aceite encima y el

agua por debajo

Al agitar la sal con el agua se disuelve, y el agua queda con su color natural.

Al agitar el alcohol con el agua no se logra apreciar si el alcohol se disolvió (lo

más probable es que el alcohol se disolvió)

Prueba en la llama

Al colocar el azúcar en el mechero de bunsen, después de unos segundos el

azúcar comenzó a quemarse, se caramelizo, quedando pegada a la espátula.

Al colocar la sal en el mechero de bunsen después de unos segundos comenzó

a saltar,

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Guía 2

1. Reactividad del sodio (Na) en agua

a. Después de haber agregado 50 ml de agua destilada y 3 gotas fenolftaleína,

agregamos el sodio metálico al matraz, el sodio comienza a quemarse

tornando el agua de un color más oscuro.

b. Al agregarle el HCL al matraz, agregamos el sodio metálico y este comienza

a quemarse, luego se prende formando fuego después de eso empiezan a

saltar chispas hasta quemarse por completo.

c. Al agregar un nuevo trozo de sodio metálico al matraz anterior, el sodio se

quema pero sin encenderse y al quemarse por completo deja el agua turbia.

2. Reactividad de algunos metales con acido

2.1 Con ácido clorhídrico (HCL) concentrado:

Luego de haber agregado HCL a los cuatro matraces observamos la reacción:

Cu: Al colocar el cobre en el HCL comienza a limpiarse, dejándolo brillante.

Ag: Al agregar la plata al HCL comienza limpiarse, dejándola brillante.

Fe: Al agregar el hierro al HCL se disolvió apenas toco el ácido.

Zn: Al agregar el zinc al HCL se evaporo produciendo un gas de olor fuerte.

2.2. Con ácido nítrico (HNO3) concentrado:

Luego de haber agregado el HNO3, a los matraces observamos la reacción:

Cu: Al agregar el cobre al HNO3, se formó un gas de color pardo y un líquido

de color verde quedo en el matraz.

Ag: Al agregar la plata al HNO3, se formó un gas de color pardo.

Fe: Al agregar el hierro al HNO3, se formó un gas de color pardo y quedo en el

matraz un líquido de color café.

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Zn: Al agregar el cinc al HNO3, este reaccionó cambiando su color y a la vez se

formó un gas de color naranja que fue aumentando a medida que se iba

consumiendo el cinc.

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ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE LOS RESULTADOS

Durante la realización de las experiencias, tanto de las guías N° 1 y 2, como

grupo observamos los diversos resultados que se obtuvieron de acuerdo a los

procedimientos realizados.

En la quía N°1, prueba de solubilidad (sin revolver) observamos que tres de las

cuatros sustancias, al juntarlas, continuaron separadas, nos referimos al

azúcar, sal y aceite, sin embargo el alcohol se combinó de manera que no fue

posible distinguir uno de otro,

En la prueba de solubilidad (revolviendo) se observa que nuevamente tres de

las cuatro sustancias se disuelven, y si bien, el solvente agua sufre cambios

físicos observables, las sustancias sal, azúcar y alcohol se disuelven el ella.

Nuevamente una de las sustancias no reacciona de la misma forma pues el

aceite continúa sin disolverse a pesar de la intervención de la varilla de

agitación.

En tercer lugar, al aplicar calor se observó que las sustancias sólidas

reaccionaron, el azúcar caramelizándose y la sal saltando.

En la guía N° 2, se observa que la reactividad del sodio es muy alta pues

reacciona con cambios en su composición al combinarse con el agua (se

quema, se enciende, cambia el color del agua).

Las reacciones de algunos metales con ácidos en cambio produjeron diversos

resultados, los cuales fueron consecuencia principalmente de las

características de composición química de éstos. Al aplicar el Ácido Clorhídrico

algunos de los metales se limpiaron, uno apenas reaccionó y el cuarto produjo

un gas. Finalmente podemos observar que a diferencia del ácido clorhídrico, el

ácido nítrico produjo en la mayoría de los metales una reacción similar, la

generación de un gas, y dependiendo del metal, el color se cambió.

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De este modo podemos observar que bajo las mismas condiciones de

experimentación, diversas sustancias reaccionan obteniendo resultados

diferentes los cuales son determinados por la composición física y química de

cada sustancia.

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CUESTIONARIO

Guía 1

1. Clasifique los siguientes enlaces como iónicos o covalentes. En el caso

de los covalentes, indica si son polares o no polares. Use tabla de

electronegatividades de Pauling.

1. KF: covalente;

2. MgO: iónico

3. NO: covalente

4. CaO: iónico

5. NaBr: iónico

6. Br2: covalente

7. HCl: covalente

8. P-Cl: covalente

9. H-N: covalente

10.Be-F: ionico

2. La siguiente estructura es la Glucosa, un azúcar simple. Determine cual

es la parte polar y cual es la no polar de esa molécula:

3. Al mezclar aceite con agua, no se disuelve ¿Por qué?

R.: Porque el agua es polar y el aceite es apolar y además es un lípido, por ese

motivo nunca se van a juntar.

4. ¿Cuáles son sustancias conductoras y explique por qué?

R.: El agua es una sustancia conductora, ya que al ser polar permite que la

electricidad fluya rápidamente.

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5. ¿Cuáles son sustancias no conductoras y explique por qué?

R.: El resto de las sustancias no son conductoras, ya que el alcohol etílico y el

aceite son sustancias inflamables y no conductoras y claramente el azúcar

común y la sal común no son conductoras de electricidad.

6. ¿Qué tipo de enlace se presenta en cada sustancia y por qué?

R.: Sal común: Enlace iónico

Agua destilada: Enlace covalente.

Guía 2

1. ¿Qué características físicas y químicas pudiste observar en todos los

metales utilizados?

R.: La características físicas de los metales son las siguientes:

Cu : El cobre tenía un color naranjo brillante.

Ag: Tenia un color plateado pero opaco.

Zn: Este metal tenía un color gris oscuro.

Fe: El hierro presentaba un color gris oscuro casi negro.

Las características Químicas son las siguientes:

Cu: Al agregar cobre al HCl, este se limpió quedando con el mismo color

naranja pero más intenso, además genero un tipo de gas toxico.

Ag: La plata al mezclarla con el HCl, comenzó a hervir, emanando un gas

toxico, el metal no se consumió pero si se limpió sin generar cambios en su

color.

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Zn: Al agregar este metal al HCl, de forma inmediata empezó a hervir,

generando calor y el trozo de metal se consumió quedando solo un resto de

cinc en el matraz en forma de polvo, además generó un gas muy potente.

Fe: Al ser agregado el metal al HCl, se produjo efervescencia, en el líquido,

emanando gas y e l ácido clorhídrico se enturbio.

2. ¿Cómo explicarías el fenómeno observado al agregar sodio a un poco

de agua con gotas de fenolftaleína?

R.: Al caer el sodio en el agua, este inmediatamente comenzó a quemarse

dando vuelta por todo el matraz, después de un rato el sodio exploto. Esto se

debe a que al ser el agua una sustancia polar y el sodio apolar, no pudo haber

intercambio de electrones.

3. ¿Qué gas quedó en evidencia cuando se acercó el fosforo al matraz que

contenía cinc con HCl?

4. ¿Por qué se tendrá que tapar el matraz donde se hizo reaccionar el

cobre con HNO3?

R.: Porque la combinación del cobre y el ácido nítrico genera gas toxico el cual

no debe ser aspirado por nadie porque es letal.

5. ¿Por qué dicho matraz no puede ser lavado por ustedes junto a los

demás?

R.: El matraz no puede ser lavado junto con los demás, porque se debe

esperar a que el gas se consuma dejando solamente el ácido nítrico, después

que se ha consumido el gas se debe lavar el matraz con químicos nunca con

agua porque podría explotar.

6. De las experiencias aquí realizadas, ¿Cuál fue la que más les gusto y

porque?

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R.: La experiencia que mas nos gusto fue la del Cu con HNO3, porque nos

llamo la atención el gas toxico que produjo la reacción y los cambios físicos que

se produjeron alterando el color del gas.

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APÉNDICE

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GLOSARIO

Agitador de Vidrio: Una varilla de vidrio, varilla agitadora es un

instrumento utilizado en los laboratorios de química, consistente en un

fino cilindro macizo de vidrio que sirve para agitar disoluciones, con la

finalidad de mezclar productos químicos y líquidos en el laboratorio.

Probeta: La probeta es un instrumento volumétrico que consiste en un

cilindro graduado de vidrio que permite contener líquidos y sirve para

medir volúmenes de forma aproximada.

Matraz de Erlenmeyer: Es un recipiente de vidrio con la boca más

estrecha que el fondo. Se utiliza para mezclar disoluciones que, durante

la mezcla,  hay que agitar para que reaccionen más rápidamente. La

forma que tiene, disminuye el peligro de que se pueda derramar su

contenido. Normalmente tiene una escala de volumen en mililitros a

título de orientación.

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Piseta: La piseta, también llamada frasco lavador y/o matraz de lavado,

es un frasco cilíndrico de plástico o vidrio con pico largo, que se utiliza

en el laboratorio de química o biología, para contener algún solvente, por

lo general agua destilada o desmineralizada.

Mechero de Bunsen: Un mechero o quemador Bunsen es

un instrumento utilizado en los laboratorios científicos para calentar

o esterilizar muestras o reactivos químicos.

Espátula: Una espátula es una herramienta que consiste en una lámina

plana de metal con agarradera o mango similar a un cuchillo con punta

roma.

Cucharilla de combustión: Se utiliza para realizar pequeñas

combustiones de sustancias para observar el tipo de flama o reacción.

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Pipeta: Tubo de vidrio, generalmente graduado y más ancho por la parte

central, usado en los laboratorios para transvasar pequeñas porciones

de líquido; el tubo, que se llena de líquido por succión, se vacía cuando

se saca el dedo que obstruye la parte superior.

Propipeta: Un propipeta es un instrumento de laboratorio que se utiliza

junto con la pipeta para transvasar líquidos de un recipiente a otro

evitando succionar con la boca líquidos nocivos, tóxicos, corrosivos, con

olores muy fuertes o que emitan vapores.

Pinza: Las pinzas de laboratorio Son un tipo de sujeción ajustable,

generalmente de metal, que forma parte del equipamiento de laboratorio,

mediante la cual se pueden sujetar diferentes objetos de vidrio.

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Ácido Nítrico (HNO3): El compuesto químico ácido nítrico (HNO3) es un

líquido viscoso y corrosivo que puede ocasionar graves quemaduras en

los seres vivos.

Tanto el ácido nítrico como el clorhídrico y el sulfúrico fueron descubiertos

por Ŷabir ibn Hayyan.

Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio. Se utiliza para

fabricar explosivos como la nitroglicerina ytrinitrotolueno (TNT), así

como fertilizantes como el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales

en metalurgia y en refinado, ya que reacciona con la mayoría de

los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con el ácido

clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y

el platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida.

Ácido Clorhídrico (HCl): El ácido clorhídrico, ácido muriático, espíritu de

sal, ácido marino, ácido de sal o todavía ocasionalmente llamado, ácido

hidroclórico (por su extracción a partir de sal marina en América), agua

fuerte o salfumán (en España), es una disolución acuosa del gas cloruro

de hidrógeno (HCl).

Disolución de Fenolftaleína: a fenolftaleína de fórmula (C20H14O4) es un

indicador de pH que en disoluciones ácidas permanece incoloro, pero en

presencia de disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de

viraje entre pH=8,2 (incoloro) a pH=10 (magenta o rosado). Sin embargo

en pH extremos (muy ácidos o básicos) presenta otros virajes de

coloración; en la cual la fenolftaleína en disoluciones fuertemente

básicas se torna incolora, mientras que en disoluciones fuertemente

ácidas se torna naranja. Es un compuesto químico orgánico que se

obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3) en

presencia de ácido sulfúrico.

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