lava lamp
https://www.youtube.com/watch?v=TZRjc515KjY
esfera de hielo brillante
https://www.youtube.com/watch?v=4Y-6ifAWW6U
fuego de colores
https://www.youtube.com/watch?v=Q4JaJJHrys8
domingo, 27 de septiembre de 2015
ejemplos de experimentos de química para semana de la ciencia
lava lamp
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esfera de hielo brillante
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Como hacer la "Tinta que desaparece" - Ciencia mágica
Lámpara Líquida de Colores | Liquid Color Lamp
Torre de líquidos - Escuela de
PRÁCTICA NO. 1 ESPECTROS DE EMISIÓN
IMPRIMIR LA PRÁCTICA Y LLEVARLA AL LABORATORIO EL DIA JUEVES 1° OCTUBRE.
LES RECUERDO LLEVAR BATA.
PRÁCTICA NO.
1 ESPECTROS DE EMISIÓN.
OBJETIVOS:
Observar los espectros de
emisión producidos por distintas sustancias.
Espectro
de emisión.
Se denomina espectro de emisión atómica de
cierto elemento al conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas que
son emitidas por átomos del elemento cuando éste se encuentra en un estado
gaseoso y se trasmite energía. Estos espectros sirven para identificar una
sustancia, análogamente a una huella
dactilar, por lo que también es de utilidad para identificar si un compuesto es
nuevo o no.
La emisión de luz por un
elemento químico se produce cuando un electrón excitado, situado en una órbita superior, pasa a otra más baja, emitiendo un
fotón (partícula de luz). Como los electrones pueden proceder de
diferentes órbitas, los distintos elementos emiten
diferentes fotones con distintas longitudes de onda, en forma de colores.
Debido a esto, las luces de neón son anaranjado/ rojizas y las de sodio son
amarillas. Los colores que emite un átomo constituyen su espectro de emisión.
MATERIAL:
Agua destilada
Lámpara de alcohol (investigar en Youtube como elaborar lámpara de alcohol casera y llevarla ya hecha al laboratorio , una por equipo)
Asa de alambre
Cloruro de potasio
Cloruro de cobre
Cloruro de estroncio
Cloruro de sodio
Cloruro de cobalto
Cloruro de calcio
PROCEDIMIENTO:
1.
Preparar la lámpara de alcohol para tener la llama prendida.
2.
Tomar con el asa de alambre una pequeña cantidad de
cada cloruro y acercar los reactivos a
la llama uno por uno, para ver cómo reaccionan con el calor (este proceso se
manifiestan los espectros de emisión).
*enjuagar y secar el asa
entre reactivo y reactivo.
3.
Comprobar que al acercar a la llama cada cloruro
presenta flama de diferente color, indíquelo en la tabla:
|
Cloruro
|
Color de flama
|
|
Cloruro de Potasio
|
|
|
Cloruro de Cobalto
|
|
|
Cloruro de Cobre
|
|
|
Cloruro de Sodio
|
|
|
Cloruro de Estroncio
|
|
|
Cloruro de Calcio
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Observaciones:__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Secuencia fotográfica de
los experimentos:
Conclusiones:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
INVESTIGACIÓN:
1.
¿A qué se le denomina espectro de emisión de luz?
2.
Muestre una tabla que incluya las diferentes frecuencias de emisión de
luz de distintos metales, así como los colores característicos con prueba
cualitativa a la llama.
3.
¿A qué se le denomina firma espectral?
4.
Indique aplicaciones del conocimiento de los espectros de emisión de los
metales.
lunes, 21 de septiembre de 2015
ENLACES QUÍMICOS
Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces covalentes coordinados o dativos.
Los enlaces se producen como
resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin importar el
tipo de enlace que se forme. No cualquier electrón puede formar un enlace, sino
solamente los electrones del último nivel energético (más externo). A estos
electrones se les llama electrones de valencia.
Regla
del octeto.
EL último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una configuración estable.
EL último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una configuración estable.
Los elementos al combinarse unos con otros,
aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones
en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.
|
- Enlace
iónico: Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une
a dos átomos a través de una cesión electrónica. Una
cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se une con un
elemento electronegativo. Mientras mayor sea la diferencia de
electronegatividad entre los elementos, más fuerte será el enlace iónico.
Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a través de un enlace
iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a
1.7.
Vista 3D de la Molécula de NaCl (sal
de mesa).
Na = Gris; Cl = Verde
Formas de escribir una molécula que está unida mediante un enlace
Iónico.
NaCl Na+Cl-
Enlace
iónico
Características:
Características:
- Esta formado por metal + no metal
- No forma moléculas
verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).
- Los metales ceden
electrones formando por cationes, los no metales
aceptan electrones formando aniones.
Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes
características:
- Son sólidos a temperatura
ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
- Son buenos conductores del
calor y la electricidad.
- Tienen altos puntos de
fusión y ebullición.
- Son solubles en solventes
polares como el agua.
FORMACION DE ENLACES IÓNICOS
Ej: NaF
Na: metal del
grupo IA
|
ENLACE IONICO
|
|
F: no metal del grupo VIIA
|
Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración
electrónica de cada átomo:
11Na:
|
1s2,
2s2, 2p6, 3s1
|
Electrones
de valencia
|
= 1
|
9F:
|
1s2, 2s2, 2p5
|
Electrones
de valencia
|
= 5 +2 = 7
|
Si el
sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel seria el 2, y en éste
tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ion positivo).
|
|
El flúor
con 7 electrones de valencia, sólo necesita uno para completar su octeto, si
acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo).
|
|
La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:
[Na]
|
1+
|
..
[:F:] .. |
1-
|
Otro ejemplo: MgBr2
Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA
METAL +
NO METAL = E.
|
IÓNICO
|
No es necesario hacer la configuración sino sólo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el número de grupo en romano, para los representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros sólo usaremos compuestos formados por elementos representativos.
:Mg
|
..
:Br: . |
El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para
completar el octeto.
|
||||||||
|
|
Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones
cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un nivel más bajo.
Ejercicio: Dibuje la
estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de enlace.
Escribe sobre la línea el nombre del compuesto.
a) K2S _________________________
b) Cs2O ________________________
c) CaI2 _________________________
d) Al2O3 ________________________
- Enlace Covalente: El enlace covalente es la fuerza que une dos átomos
mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo de
enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo
corresponde a todos aquellos compuestos en donde la diferencia de
electronegatividad de los átomos que lo componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0). Los
compuestos que son polares se caracterizan por ser asimétricos, tener un
momento dipolar (el momento dipolar es un factor que indica hacia donde se
concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son solubles en
agua y otros solventes polares, entre otras características.. Por su
parte, los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes
apolares, no presentan momento dipolar, la diferencia de
electronegatividad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes
apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de
electronegatividad cero se da cuando dos átomos iguales se unen entre sí,
como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la molécula de Cloro.
Densidades electrónicas en los siguientes compuestos polares: - a) formaldehído (o metanal); b) 1,2-difluoretano. El color
blanco indica una escasez de electrones, de ahi vienen respectivamente el
color violeta, azul, verde y rojo (el cual indica mayor densidad
electrónica).
(a)
 |
(b)
Densidades electrónicas en a) la molécula de Nitrógeno; b) la molécula de Cloro.
(a)
(b)
 |
Formas de escribir un enlace covalente:
.
Enlace
covalente
Características:
- Esta basado en la compartición de
electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
- Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no
metales.
- Pueden estar unidos por
enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se
unen.
Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:
- Los compuestos covalentes
pueden presentarse en cualquier estado de la materia: sólido, liquido o
gaseoso.
- Son malos conductores del
calor y la electricidad.
- Tienen punto de fusión y
ebullición relativamente bajos.
- Son solubles en solventes
polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en
solventes polares como el agua.
FORMACION
DE ENLACES COVALENTES
Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas.
Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes.
Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas.
Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes.
..
:Cl: . |
El cloro es un elemento del grupo VII A.
|
El átomo de cloro solo necesita un electrón para completar su octeto. Al
unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se
forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa
mediante una línea entre los dos átomos.
..
: Cl .. |
-
|
..
: Cl .. |
La linea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos
electrones. Estos electrones se comparten por ambos átomos.
O2 : La molécula de
oxigeno también es diatómica. Por ser del grupo VIA la estructura de Lewis del
oxigeno es:
..
: O . . |
Al oxigeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada
oxigeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho
electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es:
2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.
2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.
Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos átomos.
..
: O .. |
-
|
..
: O |
Ahora revisamos cuantos electrones tiene cada átomo alrededor.
Observamos que el oxigeno de la izquierda está completo, mientras que el
derecha tiene solo seis. Entonces uno de los pares que rodean al oxigeno de la
izquierda, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esa
forma los dos quedan con 8 electrones.
..
: O |
=
|
..
O: |
La molécula queda formada por un enlace covalente doble, 4 electrones
enlazados y 4 pares de electrones no enlazados.
N2: El nitrogeno, otra
molecula diatómica, está ubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrogeno
aporta 5 electrones x 2 atomos = 10 electrones, menos los dos del enlace
inicial son un total de 8 electrones.
..
: N |
-
|
..
N: |
Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada
uno de ellos compartir uno de sus pares con el otro átomo formándose un triple
enlace.
: N
|
=
|
N :
|
La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 4 electrones
enlazados y dos pares de electrones no enlazados.
En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más, siempre
debe seleccionarse un átomo como central para hacer el esqueleto básico del
compuesto. Para esto se siguen la siguientes reglas:
|
|
|
|
|
|
Ejs:
CO2 (dióxido de carbono)
TRES NO
METALES =
|
COVALENTE
|
Total de electrones de valencia:
C 1 x 4
electrones=
|
4
electrones
|
O 2 x 6
electrones=
|
12
electrones +
|
16
electrones
|
El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones,
y los 12 restantes se acomodan en pares al azar.
En esta estructura, ambos oxígenos han completado su octeto, pero el
carbono no. Por lo tanto, un par no enlazante de cada oxigeno se coloca en el
enlace C-O formándose dos dobles enlaces.
La estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de
electrones no enlazantes y 6 electrones enlazados.
[NO3]
|
1-
|
(ion nitrito)
|
Electrones de valencia totales:
N 1 x 5
e- =
|
5
|
|
O 3 x 6
e- =
|
18 +
|
|
23 e-
|
+ 1 e-
(porque es un ion negativo) = 24 electrones
|
El nitrógeno es el átomo central, por lo que se necesitan tres enlaces
covalentes para enlazar los oxígenos.
Al nitrógeno le falta un par de electrones, por los que uno de los pares
no enlazantes del oxigeno se desplaza para formar un doble enlace.
El doble enlace podría colocarse en tres posiciones distintas, pero la
mas correcta es la central por ser mas simétrica.
Tipos de enlaces covalentes
Los enlaces covalentes se clasifican en:
- COVALENTES
POLARES
- COVALENTES NO
POLARES
- COVALENTES
COORDINADO
Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer químico que desarrolló una escala numérica de electronegatividad. En su escala, se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrógeno.
A continuación se muestra los valores de electronegatividad de los
elementos. Observe que no se reporta valor para los gases nobles por ser los
elementos menos reactivos de la tabla periódica.
La diferencia en los valores de electronegatividad determina la
polaridad de un enlace.
|
Cuando se enlazan dos átomos
iguales, con la misma
electronegatividad, la diferencia es cero, y el
enlace es covalente no polar, ya que los
electrones son atraídos por igual por ambos átomos.
El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de
la diferencia de electronegativad, en términos, generales es el siguiente:
Diferencia de
electronegatividad
|
Tipos de enlace
|
Menor o igual a 0.4
|
Covalente no polar
|
De 0.5 a 1.7
|
Covalente polar
|
Mayor de 1.7
|
Iónico
|
Casi todos los compuestos contienen enlaces covalente polares; quedan
comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo iónico puro.
|
Por tanto, en el enlace covalente
polar los electrones se comparten de manera desigual, lo cual da por
resultado que un extremo de la molécula sea parcialmente positivo y el otro
parcialmente negativo. Esto se indica con la letra griega delta
(d).
Ejemplo: La molécula de HCl.
Atomos
|
H
|
Cl
|
Electronegatividad
|
2.2
|
3.0
|
Diferencia de electronegatividad
|
3.0
-2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo tanto el enlace es covalente
polar.
|
|
d+ d-
H – Cl
El átomo más electronegativo, en este caso el cloro, adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, en este caso el hidrógeno la carga parcial positiva.
Ejercicio resuelto.- De acuerdo a la diferencia de electronegatividad,
clasifique los siguientes enlaces como polar, no polar o ionico.
Enlace
|
Electronegatividades
|
Diferencia de electronegatividad
|
Tipo de enlace
|
|
N -O
|
3.0
|
3.5
|
3.5 - 3.0 = 0.5
|
Polar
|
Na -Cl
|
0.9
|
3.0
|
3.0 - 0.9 = 2.1
|
Ionico
|
H - P
|
2.1
|
2.1
|
2.1 - 2.1 = 0
|
No polar
|
As -O
|
2.0
|
3.5
|
3.5 - 2.0 = 1.5
|
Polar
|
Observe
que al obtener la diferencia, siempre es el menor menos el mayor ya que no
tendría sentido una diferencia de electronegatividad negativa.
|
Enlace
covalente coordinado.-
Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo:
Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo:
Para el
ion amonio
|
|
tres de
los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de
electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es
covalente coordinado.
|
Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de un covalente
típico, ya que las características del enlace no se modifican.
Ejercicios propuestos de enlaces.-
I. En los siguientes
compuestos, identifique el tipo de enlace.
1) HNO3
|
2) MgBr2
|
3) H3PO4
|
4) HCN
|
5) Al2O3
|
II. Complete la
siguiente tabla.
Enlace
|
Electronegatividades
|
Cargas parciales
(solo en covalentes polares) |
Tipo de enlace |
|||
-----
|
-----
|
Diferencia.
|
d+
|
d-
|
||
C - O
|
||||||
Ca - F
|
||||||
N - H
|
||||||
Br - Br
|
||||||
Enlace Metálico
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo. En este tipo de estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.
Los metales poseen algunas propiedades características que los diferencian de los demás materiales. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y tienen un punto de fusión alto.
El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Los metales generalmente presentan brillo y son maleables. Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos que los componen. La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).
La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o cationes y los electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se puede explicar un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad.
Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes identificados.
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