¿ACIDO O BASE?

OBJETIVO:
DETERMINAR SI EL GAS DE UNA AGUA MINERAL ES BASE O ACIDO.

HIPOTESIS:
SI EXTRAEMOS EL GAS DE UNA AGUA MINERAL, REGUARDANDOLO EN UN VASO DE PRECIPITADOS, LOGRAREMOS COMPROBAR SI ESTE ES UN ACIDO O UNA BASE, DEPENDIENDO DE LA REACCION.

MATERIAL
- UN AGUA MINERAL
- UN VASO DE PRECIPITADOS
- TUBO CON MANGUERA
- CORCHO
- INDICADOR UNIVERSAL

PROCEDIMIENTO

1. EN EL VASO DE PRECIPITADOS, AGREGAR AGUA CON INDICADOR UNIVERSAL
2. DESTAPAR EL AGUA MINERAL E INMEDIATAMENTE PONERLE EL CORCHO Y EL TUBO CON MANGUERA.
3. EL EXTREMO DE LA MANGUERA COLOCARLO EN EL VASO DE PRECIPITADOS YA CON EL AGUA Y EL INDICADOR.
4. ESPERAR A QUE SALGA EL GAS DEL AGUA Y OBSERVAR LO QUE OCURRE.
5. ANOTAR RESULTADOS

RESULTADOS

EL GAS DEL AGUA MINERAL ES UNA BASE, YA QUE LOS COLORES FUERON TRANSFORMANDOSE HASTA LLEGAR AL NARANJA.

CONCLUSION

LOGRAMOS COMPROBAR QUE EL AGUA MINERAL ES UNA BASE.

ENLACES

Enlace covalente

Un enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos.

Enlace covalente polar

Cuando un mismo átomo aporta el par electrónico, el enlace covalente es llamado enlace covalente polarizado. Aunque las propiedades de enlace covalente coordinado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un ácido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado.

Se produce en elementos iguales, es decir, con una misma electronegatividad por lo que su resultado es 0. Un átomo no completa la regla del octeto.

ENLACE COVALENTE NO POLAR

Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. El enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad. Un ejemplo es la molécula de hidrógeno, la cual está formada por dos átomos del mismo elemento, por lo que su diferencia es cero. Otro ejemplo, pero con átomos diferentes, es el metano. 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.

REACCIONES DE LOS ELEMENTOS CON OXIGENO

ACIDOS Y BASES

Este concepto define a un ácido como un compuesto que produce iones H+ en solución acuosa y una base como un compuesto que produce iones OH- en una solución de agua. La fuerza de un ácido o una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua. Un ácido o base fuerte es aquél que se disocia completamente en los iones de agua.

ÁCIDOS

Los ácidos son sustancias puras que, en disolución acuosa, poseen un sabor característico. Este sabor nos es familiar por tres ácidos orgánicos que nos son bien conocidos: el ácido acético, presente en el vinagre; el ácido cítrico, presente en los frutos cítricos (limón, naranja, pomelo), y el ácido málico, presente en las manzanas.

En química inorgánica existen dos tipos de ácidos:

1. Ácidos binarios o hidrácidos, constituidos por un no metal (aunque no todos los no metales forman hidrácido) e hidrógeno.
2. Ácidos ternarios u oxácidos, constituidos por un no metal, oxígeno e hidrógeno.

Todos los ácidos contienen hidrógeno, pero el hecho de que una sustancia contenga hidrógeno no significa que deba tratarse necesariamente de un ácido.

La reacción de síntesis de los hidrácidos se ajusta al siguiente esquema:

No metal + hidrógeno------ hidrácido

Mientras que los de los oxácidos se forman según la reacción

Óxido ácido + agua-----oxácido

El más conocido de los hidrácidos es el ácido clorhídrico que es el responsable de la acidez del jugo gástrico, mientras que entre los oxácidos es muy conocido el ácido sulfúrico

(Llamado antiguamente aceite de vitriolo), que es el principal responsable de la lluvia ácida, tan perjudicial para los bosques.

Características de los ácidos:

• El ión hidrogeno (H+) es constituyente especial de todos ellos.
• Poseen un sabor agrio.-ácido.
• Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno (como en el Zn) anaranjado de metilo se torna a color rojo; en unaa solución de azul de tornasol colorean de rojo y con la fenolftaleína no produce coloración alguna.
• Algunas otras conducen la electricidad en disolución acuosa.
• Generalmente son corrosivos.
• Reaccionan con las bases produciendo sales.

HIDRÓXIDOS O BASES

Un hidróxido o una base es el resultado de la combinación de un óxido metálico (óxido básico) con agua. Los hidróxidos son compuestos ternarios (es decir, constituidos por tres elementos): un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando uno o más grupos OH (grupos hidroxilo), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo número de átomos de oxígeno que de hidrógeno.

Hidróxidos bien conocidos son la sosa cáustica (hidróxido de sodio) y, el más común de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de calcio).

El esquema de la formación de un hidróxido por reacción de un óxido básico con agua es:

Lo que hacen los albañiles cuando echan agua a cal viva es provocar una reacción química como la que hemos escrito:

Características de los hidróxidos o bases:

• El ión o radical hidroxilo (OH-) los caracteriza.
• Presentan sabor a lejía (amargo como el jabón).
• Son resbaladizas al tacto.
• Con el indicador anaranjado de metilo aparece coloración amarilla, la fenolftaleína presenta coloración roja intensa y con el tornasol cambia a color azul.
• Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa (son electrólitos).
• Generalmente son corrosivas.
• Poseen propiedades detergentes y jabonosas.
• Disuelven los aceites y el azufre.
• Reaccionan con los ácidos para producir sales.

PROPÓSITO: Ver la reaccion de los elementos al contacto con el oxigeno.

M= METAL

NM=NO METAL

O= OXIGENO                                                              INDICADOR

M+O2-------->MO (solidos)                             MO+H2O--------->M (OH)      azul a morado   BASE

NM+O2-------->NMO (gases)                          NMO+H2O--------->HNMO amarillo a rojo ACIDO

MATERIAL:                                SUSTANCIAS:

4 tubos de ensayo                         oxido de calcio

1 gradilla                                      zinc

1 matraz de erlenmeyer                 aluminio

1 cucharilla                                  magnesio

1 soporte universal                        azufre

1 mechero de bunsen                  sodio

                                                  potasio

RESULTADOS:

potasio >base muy fuerte> color morado

sodio> base muy fuerte> color morado mas fuerte

NOTA 

ADVERTENCIA  la reaccion con estos elementos y los de la familia IA son muy fuertes y violentas asi que hay que tener mucho mucho cuidado.

oxido de calcio>acido debil >color verdoso claro

aluminio> debil >color verdoso medioscuro

magnesio> base > fuerte > color azul moradito

zinc> acido debil> color amarillo verdoso

azufre> acido muy fuerte> color rojo intenso

 OBSERVACIONES: Logramos ver claros cambios de color en base y acido.

CONCLUSIONES: Hay diferentes tipos de elementos y diferentes tipos de acidez y basicidad.

EQUIPO 3 ROCKERZ DEL CCH GRUPO 106 A

ESPECTROS

ESPECTRO:
Imagen o registro gráfico que presenta un sistema físico al ser excitado y posteriormente analizado. El operador que enlaza con la definición matemática es el operador hamiltoniano . Estos sitemas pueden ser grandes (como estrellas) o pequeños (como átomos, moléculas, etc.). Puede ser de dos tipos: de emisión, cuando el registro es producido por la muestra excitada y de absorción, cuando la muestra es irradiada con una banda de frecuencias adecuada y se evalúan, por defecto, las frecuencias que han sido absorbidas por la muestra. Entre las técnicas usuales de análisis químico se encuentran, entre otras: la resonancia magnética nuclear, la espectrometría de infrarrojos, la espectrometría atómica, la fluorimetría o la polarografía.
En la física, aparecen varios tipos de espectros, los más conocidos son:

Espectro electromagnético es el resultado obtenido al dispersar un haz heterogéneo de radiación electromagnética al hacerlo pasar por un medio dispersante y transparente a dicha radiación. También se puede provocar la separación de las radiaciones de distintas frecuencias que componen el haz al reflejarlo en una rejilla de dispersión de tallado adecuado.
Espectro de frecuencias es el gráfico que muestra cómo es la descomposición de una señal ondulatoria (sonora, luminosa, electromagnética,...) en el dominio frecuencial.

PRACTICA DE ESPECTROS

OBJETIVO: Lograr ubicar y distinguir los espectros en diferentes materiales.

HIPOTESIS: Si en una barilla especial, la humedecemos y a este le agregamos una sustancia (cloruro)
y esta, la sometemos al fuego, podremos observar el espectro que se produce.

NOTA: ES IMPORTANTE QUE LA BARILLA ESTE COPLETAMENTE LIMPIA, YA QUE SI NO, SE MOSTRARAN DIFERENTES ESPECTROS.

MATERIAL:
- Capsula de porcelana
- Soporte universal completo
- Mechero de bunzen
- Vaso de precipitados
- Barilla
- Acido clorhidrico
 -Cloruro cuproso
- Cloruro cuprico
- Cloruro de estaño
- Cloruro de estroncio
- Cloruro de calcio
- Cloruro de potasio

PROCEDIMIENTO

1. Humedecer la barilla con agua, y a esta, aplicarle en la punta, Cloruro Cuproso, y esto someterlo al fuego; observar lo que pasa. (IMPORTANTE, ASEGURARSE QUE LA BARILLA ESTE COMPLETAMENTE LIMPIA)
2. Enjuagar en el acido clorhidrico.
3. Repetir el mismo proceso con los demas cloruros y anotar los resultados.

RESULTADOS

 COLORES QUE SE OBTUVIERON
CLORURO CUPROSO - VERDE
CLORURO CUPRICO - VERDE AZULADO
CLORURO DE ESTAÑO - MORADO-LILA
CLORURO DE ESTRONCIO - ROJO
CLORURO DE CALCIO - NARANJA FUERTE
CLORURO DE POTASIO - NARANJA TENUE

CONCLUSIONES
Se lograron obtener los espectros

modelo atomico de bohr

Modelo atomico de Bohr

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Postulados de Bohr

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales:

1. Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.
2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.
4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación:

Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal.

 

 

 EQUIPO 3 ROCKERZ CCH VALLEJO