PRACTICA 13: ¿Los componentes de una mezcla pueden separarse por medios físicos en otros componentes?

PRACTICA

¿Los componentes de una mezcla pueden separarse por medios físicos en otros componentes?

Objetivo: Reconocer que los componentes de una mezcla poseen características que los distinguen entre sí en dos categorías diferentes.

Problema: ¿Los componentes de una mezcla pueden separarse por medios físicos en otros componentes?

Materiales:

§  Un trozo de lija de grano regular

§  Una parrilla eléctrica o de gas

§  1 tapa de sartén metálica

§  Tijeras

§  1 trozo pequeño de tubo de hierro con oxido

§  1 recipiente pequeño para calentar agua

§  1 trozo pequeño de tubo de cobre ennegrecido

§  30 mL de solución muy concentrada de sal de mesa

Procedimiento:

1.    Viertan la solución de agua con sal en el recipiente y caliéntenla en la parrilla hasta que se consuma totalmente. Cuando la solución este hirviendo, coloquen la tapa de sartén seca y fría unos 20 cm arriba del recipiente.

2.    Después de 20 segundos observen la parte inferior de la tapa. ¿Qué material se desprendió de la solución  y quedó en la tapa? ¿Cuál permaneció en el recipiente al consumirse la solución? Respondan en su cuaderno y continúen con la actividad.

3.    Raspen el trozo de hierro con las tijeras y junten el polvo rojizo que se desprende en una hoja de papel. Si es necesario, lijen el hierro hasta que brille.

4.    Hagan lo mismo con el trozo de cobre; seguramente bastara usar la lija. Recojan el polvo ennegrecido en otra hoja de papel. Observen el tubo de cobre ya limpio;¿Qué apariencia tiene?, ¿Qué material quedó al descubierto?, ¿Qué material es el polvo obscuro que se desprendió?

Resultados:

Al momento de que el agua comenzó a hervir, el agua cambio a estado gaseoso y cuando colocamos la tapa el vapor quedo dentro de ella, después lijamos el hierro, obtuvimos un polvo que era el óxido al igual que en caso del cobre.

Conclusión:

Para separar el agua de la sal tuvimos que utilizar un método de separación en este caso fue la evaporación. Las mezclas se lograron separar mediante métodos físicos.  

PRACTICA 12: ¿Cómo Probar Que La Masa No Se Pierde En Una Reacción?

PRACTICA 12

¿Cómo Probar Que La Masa No Se Pierde En Una Reacción?

Objetivo: analizar la masa.

Hipótesis: pueden usar la siguiente pregunta o en equipos elaboren una más adecuada. ¿En un sistema cerrado la masa permanece constante?.

Material:

- 1 botella de PET.

- 3 cucharas de bicarbonato.

- 1/2 de taza de vinagre.

- cuchara pequeña.

- 1 globo.

- 1 balanza.

Procedimiento:

1.- vacíen el vinagre en la botella.

2.- introduzcan en el globo 3 cucharadas de bicarbonato.

3.- cierren el globo con la boca de la botella que no se salga el bicarbonato  midan la masa de la botella y anótenla.

4.- levanten el globo y dejen caer el bicarbonato en el vinagre.

5.- esperen unos segundos y observen.

6.- midan de nuevo la masa de la botella.

Conclusión:

Lo que sucedió con la masa de la botella después de la reacción es que aumento, antes tenía una masa de 217.6g y después aumento a 219.3g, al momento de que dejamos caer el bicarbonato al vinagre hicieron reacción y comenzaron a formarse burbujas, esta reacción libero gases que ocasionaron que el globo se inflara. El peso final de la botella fue de 219.3g. 

PRACTICA 11: ¿Al Quemar Un Material, Parte De Su Masa Desaparece?

PRACTICA 11

¿Al Quemar Un Material, Parte De Su Masa Desaparece?

Objetivo: corroborar que una porción de los materiales que se queman pasan a estado gaseoso y pueden perderse con facilidad pero no desaparecen.

Hipótesis: formula una hipótesis considerando que sucede con la masa al quemar un material.

Materiales:

-  1 rebana de pan

-  1 balanza granataria

-  1 vaso de vidrio

-  parrilla eléctrica.

-  1 tapa de sartén

-  pinzas

-  cerillos

Procedimiento:

1.- Midan la masa del pan con la balanza.

2.- pongan la rebanada de pan sobre la parrilla.

3.- cuando el pan este tostado pongan sobre el la tapa del sartén por 20 segundos, después observen lo se formó.

4.- pesen el pan ya tostado.

5.- coloquen el vaso sobre el pan caliente y observen lo que pasa.

Conclusión:

La masa del pan antes de ser tostado fue de 25.8g, al ser tostado su peso final fue de 21.6g, esto nos indica que al momento de quemar un material parte de su masa desaparece y además la textura cambia, en el caso del pan endureció y ennegreció. 

Propiedades de los Metales

PROPIEDADES DE LOS METALES

Su principal característica es que son brillantes y son maleables, esto quiere decir que se pueden deformar sin romperse, además son excelentes conductores de calor y electricidad. Químicamente los metales forman iones positivos debido a su tendencia a ceder electrones. Las propiedades de los metales son:

     §   Bajo poder de ionización

     §   Alto peso específico.

     §   Por lo general en su último nivel de energía tienen 1 a 3 electrones.

     §   Son sólidos con 4 excepciones: mercurio, cesio, galio y francio, lo que se encuentran en estado líquido.

     §   Son brillosos.

     §   Buenos conductores de electricidad.

     §   Dúctiles y maleables.

     §   Se oxidan al perder electrones.

     §   Al unirse con oxigeno forman óxidos y si esto reaccionan con agua forman hidróxidos.

Conocer las propiedades de los metales nos permite distinguir sus características propias.

Mezclas, Compuestos, Soluciones Y Elementos

Mezclas, Compuestos, Soluciones Y Elementos

Mezcla: Es una unión de dos sustancias o cuerpos, pero sin ocurrir algún cambio o reacción. Las mezclas pueden ser separadas usualmente en sus componentes originales por métodos mecánicos.

Compuesto: La unión de dos o más elementos de la tabla periódica, con reacciones o cambios.

Solución: Es una mezcla homogénea, estas soluciones están conformadas por soluto y por solvente. Soluto: el que está en menor proporción. Solvente: es la mayor proporción.

Elemento: El material que no puede descomponerse en otros más simples.

Es muy importante saber diferenciar estos compuestos para no confundirlos.

Modelo Corpuscular

Modelo Corpuscular

En 1804  el químico inglés John Dalton (1766-1844) Concluyó que los átomos son esféricos y que los de cada elemento resultan entre sí, pero diferente de los otros. La teoría fue aceptada por la comunidad científica de la época y ha sido la base para comprender la estructura interna de las sustancias. De este modo, si se tiene una sustancia pura y se trata de un elemento, todos sus átomos son del mismo tipo, y si la sustancia pura está constituida por dos o más clases de átomos, se denomina compuesto.

Una idea del modelo corpuscular que propuso Dalton son las burbujas de jabón. Dalton propuso que los átomos son esféricos y de diferente tamaño, y que algunos se encuentran de manera individual, mientras que otros se unen en grupos de dos, tres o más unidades y así permanecen. Según este modelo, por partículas muy pequeñas, parecidas a esferas, cuyo tamaño varían según los elementos. Tales partículas se encuentran en movimiento constante, sujetas a fuerzas de atracción. La diferencia entre elementos, compuestos y mezclas se representa mediante el modelo corpuscular. Los elementos que están formados por átomos de un solo tipo, se encuentran en solitario, formando pares o tríadas.

Este modelo nos explica que toda la materia está conformada por partículas, y dependiendo del estado en el que se encuentre las partículas tienen distintos comportamientos.

HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

 HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características, su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. Suele atribuirse a Dimitri Mendeleiev, quien ordeno los elementos basándose en sus propiedades químicas, si bien Julius. Lothar Meyer, trabajando por separado, llevo a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeleiev. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri presento una nueva versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite colocar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico.

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:

      

 §   El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.

       §   El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.

       §   El estudio de la noción de masa atómica.

       §   Las relaciones entre la masa atómica y las propiedades periódicas de los elementos.

La tabla periódica es sin duda parte fundamental de la química, ya que mediante ella podemos conocer los elementos, la masa atómica, en que grupos se encuentran, cuantos electrones le caben en los niveles, la abreviatura de cada elemento. Es muy importante no solo estudiarla, además de comprenderla.

Biografía Niels Bohr

Niels Bohr

Nació en Copenhague el 7 de octubre de 1885, era hijo de un profesor de fisiología y estudio en la universidad de su ciudad natal, donde alcanzo el doctorado en 1911. Ese mismo año fue a la Universidad de Cambridge para estudiar física nuclear con J.J Thomson, pero pronto se trasladó a la Universidad de Manchester para trabajar con Ernest  Rutherford.

La teoría de la estructura atómica de Bohr, que le valió el Premio Nobel de Física en 1922, se publicó en una memoria entre 1913 y 1915. Su trabajo giro sobre el modelo nuclear del átomo de Rutherford, en el que el átomo se ve como un núcleo compacto de rodeado por un enjambre de electrones más ligeros. El modelo atómico de Bohr establece que un átomo emite radiación electromagnética solo cuando el electrón del átomo de un nivel cuántico a otro. Este modelo contribuyo enormemente al desarrollo de la física atómica teórica. Niels Bohr murió el 18 de noviembre de1962 en Copenhague.

Niels Bohr dio grandes aportaciones al modelo atómico, las cuales hoy en día se siguen estudiando para comprender la estructura de los átomos.

MODELO ATÓMICO

MODELO ATÓMICO

Modelo Atómico

El modelo atómico es una representación molecular de un átomo, que trata de explicar su cambio de propiedades. De ninguna manera debe ser interpretado como un diagrama de un átomo, sino más bien como el diagrama conceptual de su funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron varios modelos atómicos y algunos más elaborados y complejos que otros:

Modelo atómico de John Dalton

Este fue formulado en el año 1808, Dalton consideraba a los átomos indivisibles e indestructibles. Pensaba que los átomos de un mismo elemento son iguales entre si teniendo cualidades y peso propio diferentes al de otros elementos pueden combinarse entre sí y formar diversos  compuestos. Dalton describió a los átomos como minúsculas partículas con forma esférica inmutables e indivisibles.

Modelo atómico de Thomson

En el año 1898 Joseph J. Thomson propuso en 1898 uno de los primeros modelos atómicos. Describió el átomo como una esfera con carga positiva en la que estaban "incrustadas" unas pocas partículas con carga negativa llamadas electrones.

Modelo atómico de Rutherford

En 1911 los experimentos realizados por el físico británico Ernest Rutherford le llevaron a deducir que la carga positiva de un átomo y la mayoría de su masa están concentradas en una pequeña región central llamada núcleo. En el modelo de Rutherford, los electrones, cargados negativamente, giraban alrededor del núcleo como los planetas en torno al Sol.

Modelo atómico de Bohr

En el año 1913, el físico danés Niels Bohr descubrió que los electrones de un átomo sólo pueden tener determinados valores de energía. Propuso que la energía de un electrón estaba relacionada con la distancia de su órbita al núcleo. Por tanto, los electrones sólo giraban en torno al núcleo a determinadas distancias, en "órbitas cuantizadas", que correspondían a las energías permitidas.

Modelo atómico de Schrödinger

En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger introdujo un cambio revolucionario en el modelo atómico. Según el modelo propuesto, los electrones no giran en torno al núcleo, sino que se comportan más bien como ondas que se desplazan alrededor del núcleo a determinadas distancias y con determinadas energías. Este modelo resultó ser el más exacto: los físicos ya no intentan determinar la trayectoria y posición de un electrón en el átomo, sino que emplean ecuaciones que describen la onda electrónica para hallar la región del espacio en la que resulta más probable que se encuentre el electrón.

Este modelo nos ha ayudado a comprender mejor la teoría atómica y a darnos una idea de cómo está conformada la materia, con esto logramos reconocer los diferentes avances y las modificaciones que el modelo atómico ha sufrido a lo largo de los años.

Biografía Antoine Laurent de Lavoisier

Antoine Laurent de Lavoisier

Nació el 26 de agosto de 1743 en Paris, y estudio en el Instituto Mazarino. Se licencio en derecho a los 21 años. En 1765 escribió y publico un artículo sobre cómo mejorar la iluminación de las calles de Paris, por el que recibió una medalla de oro de la academia de ciencias. Lavoisier realizo los experimentos químicos realmente cuantitativos. Demostró que en una reacción química, la cantidad de materia es la misma al final y al comienzo de la reacción.

Algunos de los experimentos más importantes de Lavoisier examinaron la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación una sustancia con oxígeno. La explicación de Lavoisier flogisto, sustancia hipotética, que desprendendian los materiales al arder. Con el químico francés Claude Louis Berthollet y otros, Lavoisier concibió una nomenclatura química, que sirve de base al sistema moderno. Lavoisier fue arrestado y juzgado por el tribunal Revolucionario y guillotinado el 8 de mayo de 1794.  

Antoine Laurent de Lavoisier hizo grandes aportaciones a la química, como la ley de conservación de la masa, además de que fue uno de los iniciadores de la Primera Revolución Química.

PRACTICA 10: ¿Cómo identificar un componente en una mezcla si este se encuentra en muy baja concentración?

PRACTICA 10

¿Cómo identificar un componente en una mezcla si este se encuentra en muy baja concentración?

Objetivo: Analizar si una baja concentración de soluto es distinguible a simple vista e identificar la funcionalidad de expresar la concentración en porcentajes o en ppm.

Problema: ¿Cómo identificar un componente en una mezcla si este se encuentra en muy baja concentración?

Hipótesis: Si la concentración de uno de los componentes de la mezcla es lo suficientemente baja, este no puede distinguirse a simple vista.

Materiales:

§  7 cucharas desechables

§  1 gotero

§  1 frasquito de colorante vegetal rojo

§  2 vasos de agua limpia

Procedimiento:

1.    Acomoden las cucharas, de tal manera que no se muevan ni se volteen.

2.    Numeren las cucharas en el mango del 1 al 7.

3.    Viertan 10 gotas del colorante vegetal con el gotero del frasco en la cuchara número 1.

4.    Agreguen 1 gota de la numero 1 a la numero 2, enjuaguen el gotero con agua y luego añadan 9 gotas de agua limpia al mismo. Remuevan con cuidado con el mismo gotero.

5.    Extraigan 1 gota del contenedor número 2 y pónganla en el número 3, enjuaguen el gotero y luego adicionen 9 gotas de agua limpia.

6.    Obtengan 1 gota del contenedor número 3 y coloquen en la numero 4; sumen a esta 9 gotas de agua limpia y remuevan.

7.    Añadan una gota del contenedor número 4 en el número 5, más 9 gotas de agua limpia y revuelvan.

8.    Tomen 1 gota del contenedor número 5 y vacíen en el número 6, junto con 9 gotas de agua limpia y agiten.

9.    Pongan una gota del contenedor número 6 en el número 7, más 9 gotas de agua limpia y remuevan.

Resultados:

Conclusión: Algunos contaminantes no pueden percibirse en el aire y el agua debido a que su concentración es muy baja, como en la cuchara 7 donde el colorante casi no se distinguía. La cuchara 7 tiene 1ppm.  

PRACTICA 9: ¿Cómo detectar las sustancias que contaminan el agua y no es posible directamente con nuestros sentidos?

PRACTICA 9

¿Cómo detectar las sustancias que contaminan  el agua   y no es posible  directamente  con nuestros  sentidos?

Objetivo: Detectar la de contaminantes en el agua mediante una sustancia natural.

Problema: ¿Cómo detectar las sustancias que contaminan  el agua   y no es posible  directamente  con nuestros  sentidos? 

Hipótesis: Formulen una hipótesis que  considere las propiedades del agua potable y  limpia incolora, inodora e   insípida  y como se alteran si hay contaminación.

Materiales:

§  4 muestras de 50 ml  de agua: 1 de la llave ,2   de garrafón o embotellada 3 con una pieza de bicarbonato de sodio disuelto y 4    con unas 5 gotas de vinagre blanco

§  1 trozo de col morada

§  5 vasos de unos 60 ml de capacidad

§  1 plato de plástico

§  4 cucharas de metal

Procedimiento:

1.    Numeren los vasos del 1 al 5.

2.    Viertan en cada vaso una muestra de agua y anoten en su cuaderno a cual corresponde cada número.

3.    Corten finamente la col morada, expriman su jugo con la cuchara y colóquenlo en el vaso 5.

4.    Agreguen unas cinco gotas de jugo de col en cada muestra y observen si cambia o no su color original.

Conclusión:

La col morada provoco un cambio de coloración en las sustancias de cada vaso, el agua embotellada tiene mejor calidad que la de la llave, ya que cuando agregamos el jugo de la col a los vasos 1 y 2 el vaso que cambio más su color original fue el 1.

PRACTICA 8: ¿Es posible separar los pigmentos de las hojas verdes por el método de cromografía?

 PRACTICA 8

¿Es posible separar los pigmentos de las hojas verdes (clorofila, carotenos y xantofilas) por el método de cromografía?

Objetivo: Separar los pigmentos de las hojas verdes por cromografía.

Problema: ¿Es posible separar los pigmentos de las hojas verdes (clorofila, carotenos y xantofilas) por el método de cromografía?

Hipótesis: Los pigmentos de la clorofila pueden separarse mediante la cromografía.

Materiales:

§  5 hojas de plantas verdes

§  1 vaso de vidrio

§  1 vaso de plástico transparente

§  1 pinza de madera

§  1 filtro de café de 5 x 15 cm

§  1 pala pequeña de madera

§  Alcohol de caña del 96°

Procedimiento:

         1.        Partan en trozos las hojas verdes, colóquenlas en el vaso de vidrio, agreguen el alcohol y macháquenlas con la pala de madera.

              2.          Filtren el líquido obtenido en el vaso de plástico. Sumerjan un centímetro de la tira de filtro en el líquido y fíjenla  con la pinza.

              3.        Esperen 30 minutos. Retiren la tira del vaso y obsérvenla.

Conclusión:

Al machacar la hierbabuena el alcohol se hizo verde, cuando la filtramos comenzó a caer la xantofila por la hierbabuena y el alcohol se hacía más verde. 

PRACTICA 7: ¿La densidad de una solución crece o disminuye al aumentar su concentración?

PRACTICA 7

¿La densidad de una solución crece o disminuye al aumentar su concentración?

Objetivo: Identificar cambios en una de las propiedades intensivas de la solución.

Problema: ¿La densidad de una solución crece o disminuye al aumentar su concentración?   

Materiales:

§  4 vasos iguales con 100 mL de agua simple

§  1 bolsa de sal

§  1 balanza

§  1 jeringa hipodérmica o una probeta de 10 mL

Procedimiento:

            1.        En equipos numeren los vasos del 1 al 4.

             2.     Añadan 4 g de sal al primer vaso y a cada vaso siguiente el doble de sal que el anterior; revuelvan para que esta se disuelva por completo.

            3.        Pesen la masa de cada vaso con solución y para conocer la masa de esta resten la masa del vaso.

            4.        Para conocer el volumen de cada solución extraigan de esta los mililitros necesarios para que en el vaso haya nuevo 100 mL y sumen los mililitros extraídos.

Conclusión: La sal se disuelve fácilmente en agua y cuanta más sal contenga el agua sube su densidad.