1.

-INTRODUCCION:

El enlace covalente químico puede definirse como la fuerza de adhesión entre

los átomos (caso moléculas) o iones (caso de los compuestos iónicos)

Enlace iónico
El enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones
con carga opuesta. Los iones pueden formarse a partir de átomos por la
transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias
iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la
extrema izquierda de la tabla periódica, y no mentales de la extrema derecha
(excluyendo a los gases nobles).

Na + Cl NaCl

Enlace Covalente
El enlace covalente, es el resultado de compartir electrones entre dos átomos.
Los ejemplos mas conocidos de enlaces covalentes se observan en las
interacciones de los elementos no metálicos entre si.

H- + H- H-----H

Electrólitos fuertes y débiles

Una sustancia cuyas soluciones acuosas contienen iones y por tanto conducen
la electricidad se denomina electrólitos. Una sustancia que no forma iones en
soluciones se denomina no electrólitos.

Hay dos categorías de electrolitos. Prácticamente todos los compuestos iónicos

(como NaCl) y unos cuantos compuestos moleculares (como HCl) existen en
solución total o casi totalmente como iones. Tales compuestos se denominan
electrolitos fuertes. También hay algunos compuestos moleculares que
producen una concentración pequeña de iones cuando se disuelven, estos son
electrolitos débiles. Por ejemplo, en una solución de ácido acético 1M, la mayor
parte del soluto esta presente como moléculas de CH3COOH. Solo una
pequeña fracción (cerca del 1%) del CH3COOH esta presente como iones H+ y
CH3COOH-.

2.- HIPÓTESIS O FUNDAMENTO DEL EXPERIMENTO

El que una solución conduzca o no la electricidad puede determinarse

empleando un dispositivo como el que se muestra en la figura. Para encender
el foco, debe fluir una corriente entre los dos electrodos (ánodo y cátodo) que
están sumergidos en la solución. Aunque el agua en si es mal conductor de la
electricidad, la presencia de iones hace que las soluciones acuosas se
conviertan en buenos conductores. Los iones transportan carga eléctrica de un
electrodo a otro, cerrando el circuito eléctrico. Por ejemplo, la conductividad de
las soluciones de NaCl se puede atribuir a la presencia de iones en la solución.
3.- OBJETIVOS
• Diferenciar compuestos iónicos de compuestos covalentes basándose
en sus diferencias de conductividad de la corriente eléctrica.
• Diferenciar a los electrolitos fuertes y débiles por su capacidad de
conducir la corriente eléctrica.

4.- PARTE EXPERIMENTAL

Reactivos
• Etanol
• Sacarosa
• Acetona
• Solución de CaCl2 0.1M
• Solución de CuSO4 0.1M
• Solución de HCl 0.1M
• Solución de CH3COOH 0.1M
• Solución de NaOH 0.1M
• Solución de NH4OH 0.1M
• Solución de NaCL 0.1M
• Solución de CH3COONa 0.1M
• Solución de CH3COONH4 0.1M
• Solución de HCl 6M
• Solución de CH3COOH 6M
• CaCO3
• Zn granallas
• KClO3

Materiales
• Equipo para medir la conductividad eléctrica
• Beackers
• Tubos de ensayo
• Gradilla
• Espátula

5.- PROCEDIMIENTO

Electrolitos y no electrolitos

• Tome un equipo conducto de electricidad con su cable conector

descubierto, el ánodo y el cátodo al aire.
• Coloque unos 10mL de agua destilada en un vaso y pruebe su
conductividad.
• Repita el experimento de agua potable. Ensaye una por una las demás
soluciones y líquidos propuestos.
 MUESTRA BUEN POBRE NO
CONDUCTOR CONDUCTOR CONDUCTOR
Agua X
Agua potable X
Alcohol etílico X
Sol. Sacarosa X
Sol. CaCl2 0.1M X
Sol. CuSO4 0.1M X
Acetona X

DISCUSIÓN

De antemano uno supone que los diferentes compuestos tienen diferentes

conductividades; aunque la mayoría se encuentren en el mismo estado (líquido
o acuoso). Efectivamente al colocar los electrodos en cada compuestos se ven
notorias diferencias sobretodo entre los que son compuestos con enlaces
covalentes y los que tiene enlace iónico.

CONCLUSIÓN

Los compuestos con enlaces iónicos como el CaCl2 y el CuSO4 en

medio acuoso (0.1M) son buenos conductores eléctricos ;debido a que
sus moléculas y por tanto sus electrones poseen gran cinética
mientras q los demás compuestos con enlaces covalentes (agua
potable, alcohol etílico, sacarosa, etc.) por lo general son malos o en
todo caso pobres conductores eléctricos

Comparación del comportamiento de acidos, bases y sales

• Tomar un volumen igual de las soluciones que se muestran en la tabla y

probar conductividad. En cada una de las siguientes pruebas clasificar
cada sustancia como buen conductor o pobre conductor.

MUESTRA BUEN CONDUCTOR POBRE CONDUCTOR

HCl 0.1M X
CH3COOH 0.1M X
NaOH 0.1M X
NH4OH 0.1M X
NaCl 0.1M X
CH3COONH4 0.1M X
DISCUSIÓN

Al colocar los electrodos en las sales, ácidos y bases fuertes como el cloruro de
sodio, ácido clorhídrico e hidróxido de sodio respectivamente uno se percata
de que hay una buena conductividad; mientras que en los ácidos y bases
débiles como el ácido acético o ácido etanoico y en el hidróxido de amonio
respectivamente hay pobre conductividad.
Sin embargo en el último caso de CH3COONH4, formado por la unión de un
ácido débil (CH3COOH) y una base débil (NH4OH) o NH3; uno supondría que
dicho compuesto sería un pobre conductor eléctrico; pero por el contrario es un
muy buen conductor.

CONCLUSIÓN

Las sales, ácidos y bases fuertes son buenos conductores de la electricidad

porque tienen la propiedad de ionizarse o de formar iones; lo que quiere decir
que sus moléculas se mueven libremente al igual q sus electrones. En el caso
de los ácidos y bases débiles esta ionización es parcial; por ello son pobres
conductores eléctricos.
Y por último en el caso del acetato de amonio áctua como un ácido fuerte; ya
que cuando se unen una base y un ácido de naturalezas similares (débiles)
una actúa como amortiguador o buffer ( ácido acético) para compensar un
exceso de hidrogeniones.

El efecto de la fusión de una sal

• Colocar una pequeña cantidad de clorato de potasio KClO3 en una

cápsula de porcelana y ensayar su conductividad.
• Calentar el crisol hasta que el clorato de potasio funda y ensaye
nuevamente la conductividad.
• Después de esto lavar y secar los electrodos cuidadosamente

KClO3
Sin fundir Pobre conductor
Fundida Buen conductor

DISCUSIÓN

Nos percatamos que a temperatura ambiente la sal de clorato de potasio es un

pobre conductor de la electricidad y suponemos que si aumentamos su
temperatura hasta fundirlo aprox. a 400 ° C no habrá algún cambio significativo;
sin embargo ocurre todo lo contrario al colocar los electrodos en sal fundida , la
cual conduce muy bien la electricidad.
 Por otra parte en el experimento en sí, uno también se percata de que luego de
fundir la sal resulta un tanto tedioso y peligroso colocar inmediatamente los
electrodos para que no vuelva a estar en estado sólido ; pero este peligro e
podría evitar en parte si uno se encontrara en un lugar más cerrado sin tanta
ventilación.

CONCLUSIÓN

Por ser un compuesto iónico la sal de clorato de potasio no experimenta

en estado sólido movimiento o cinética en sus moléculas y por tanto en
sus electrones; sin embargo estas sales en general tienen la propiedad de
conducir la electricidad en estado fundido (líquido) debido a que el
aumento de su temperatura y estado permite mayor cinética en sus
moléculas. Sin embargo es mucho más simple diluir la sal en un medio
acuoso ; ya que a esa temperatura puede resultar muy peligroso ,
obteniéndose prácticamente el mismo resultado

Comparación de datos de conductividad con el comportamiento quimico

• Comparar el comportamiento de HCl 6M y de CH3COOH 6M en los

siguientes casos:
• A. Reacción frente a trozos de mármol ( CaCO3): verificar la velocidad
del desprendimiento de gas CO2
• B. Reacción frente a granallas de zinc: verificar la velocidad de
desprendimiento de gas H2

HCl CH3COOH
CaCO3 Desprendimiento rápido de CO2 Desprendimiento lento de CO2
Zn Desprendimiento rápido de H2 Desprendimiento lento de H2
Ecuación CaCO3+2HCl CaCl2+CO2+H2O 2CH3COOH+CaCO3 Ca(CH3COO)2+CO2+H2O
química 2CH3COOH+Zn Zn(CH3COO)2+H2
Zn+2HCl ZnCl2+ H2

DISCUSIÓN

Al hacer reaccionar un ácido fuerte (ácido clorhídrico) y un ácido débil

(ácido acético o etanoico) se espera que reaccione de forma veloz y lenta
respectivamente; con las otras dos sustancias (carbonato de calcio y
zinc). Efectivamente al producirse la reacción el ácido fuerte desprende
rápidamente dióxido de carbono e hidrógeno molecular, en el mármol y
zinc respectivamente; mientras q el ácido débil desprende lentamente el
CO2 e hidrógeno.
CONCLUSIÓN

Esto es debido a que los ácidos fuertes tiene la propiedad de ionizarse

completamente o sea formar iones, de esta forma son buenos
conductores de la electricidad y muy reactivos como se puede ver en el
experimento; en los ácidos débiles ocurre casi de manera contraria.

6.-CUESTIONARIO

1.-Explicar la conducción de una corriente eléctrica a través de un cable

metálico.
Como se sabe los elementos metálicos son buenos conductores de la
electricidad, esto es debido a que sus electrones están libres para moverse de
un sitio a otro .En el cable un electrón salta al átomo vecino por un exceso de
carga y ocupa un agujero en el de a lado, así en forma sucesiva; formando un
flujo ordenado que va hacia una sola dirección y en un mismo sentido.
Por lo general el cable metálico es de cobre o en algunos casos de plata.

2.- Defina los términos cátodo y ánodo

El ánodo y el cátodo son electrodos, sustancias que conducen la corriente

eléctrica y en cuyas superficies se producen las reacciones REDOX (oxidación
– reducción), también ambas forman parte de un mismo dispositivo eléctrico. El
ánodo tiene un signo positivo produciéndose una pérdida de electrones
(oxidación) al pasar una carga negativa (anión) por dicho electrodo; mientras
que el cátodo posee un signo negativo y se produce una ganancia de
electrones (reducción) al pasar una carga positiva (catión).

3.- Escriba el nombre y fórmula de cinco ácidos fuertes y cinco ácidos

débiles

ÁCIDOS FUERTES ÁCIDOS DÉBILES

Fórmula Nombre Fórmula Nombre
HCl (ac) Ácido CH3COOH Ácido etanoico o
clorhídrico acético
HBr (ac) Ácido C6H8O7 Ácido cítrico
bromhídrico
HPO2(ac) Ácido HCOOH Ácido metanoico
fosforoso o fórmico
HI Ácido CH3CH2COOH Ácido propiónico
yodhídrico
H2SO4 Ácido C6H6COOH Ácido benzoico
sulfúrico
4.- Escriba el nombre y fórmula de cinco bases fuertes y cinco bases
débiles

BASE FUERTE BASE DÉBIL

Fórmula Nombre Fórmula Nombre
Ca(OH)2 Hidróxido de NH3 Amoniaco
calcio
LiOH Hidróxido de (NH4)2SO4 Sulfato de amonio
litio
Sr(OH) Hidróxido de CO(NH2)2(ac) Úrea
estroncio
KOH Hidróxido de (C6H5)2NH Difenilanima
potasio
CsOH Hidróxido de CH3CH2NH2 Etanamina
cesio

3.-OBJETIVOS

Estandarizar una solución de concentración conocida.

4.- PARTE EXPERIMENTAL

REACTIVOS

• Hidróxido de sodio(lentejas)
• Biftalato de potasio
• HCl CONCENTRADO
• Vinagre blanco
• Ácido nítrico Diluido
• Carbonato de sodio

MATERIALES

• Fiola 500 ml
• Soporte universal
• Bagueta
• Espátula
• Bombilla de jebe
• Pipetas 10 ml , 5 ml
• Balanza Analítica
• Bureta 50 ml
 • Matraz
• Beacker 100 ml

5.- PROCEDIMIENTO

a) Colocar el NAOH +- 0,1 N en una bureta hasta la línea de referencia

cero.
b) Por otro lado en un matraz tipo erlenmeyer,colocar 200 mg de biftalato
de potasio y disolver con 20 ml de H2O destilada y agitar, añadir luego
fenolftaleína al 1% en etanol , III gotas.
c) Añadir gota a gota desde la bureta el NAOH +- 0,1 N sobre la solución
del erlenmeyer hasta la aparición de un color ligeramente rosado. Anotar
el gato :G
d) Aplicar la fórmula respectiva y hallar la normalidad exacta.

6.- RESULTADOS

Preparación de NaOH +- 0,1 n y estandarización

Masa del biftalato de potasio

Gasto de NaOH +- 0,1 N
Normalidad exacta NaOH

DISCUSIÓN

CONCLUSIÓN

Cuestionario 2

1.- Se prepara NaOH en solución acuosa de la siguiente manera: se ponderan

2g de masa de dicho compuesto y se diluyeron con H2O cantidad suficiente
para 250 mL ¿Cuál será su normalidad aproximada?

Solución:

M= #moles/L solución = m soluto/PM * L

M = 2/ 40* 0.250
M= 1/5 = 0.2

N=

2.- Del problema anterior, se estandariza usando 200mg de Biftalato de Potasio

(M=204.23g/mol) y se deja caer desde una bureta gota a gota el hidróxido de
sodio 0.2N; gastándose 5.1 ml, usando fenolftaleina como indicador.¿Cuál es la
normalidad exacta?

Solución:

N*V=G/Peq
N*5.1ml= 200mg/204.23
N=0.1920173
N=0.2

3.- Se tiene un ácido acético en solución acuosa la concentración es

desconocida. De dicha muestra se mide 10 ml y se valoran con la solución
anterior gastándose 5 ml. ¿Cuál es la reacción que ha ocurrido y la normalidad
exacta del ácido acético?

Solución:
Ha ocurrido una reacción de neutralización.
N*10ml= 0.2*5mL
N=0.1

4.-¿Cómo prepararía HCl 0.2N a partir de una HCl concentrado 33ºp/p y p

=1.18 g/ml? Asumir un volumen de preparación igual a 500ml.

Solución:
1.18g------------1mL
33g ----------- X

V1N1=V2N2
N1=500mL*0.2/27.96602
N1=0.0035714

5.-¿Por qué las soluciones usadas en el laboratorio deben ser estandarizadas,

cuando se trabaja en valoraciones?

Porque las soluciones estandarizadas son aquellas de las cuales se conoce su

concentración, la cual es importante conocer para poder usar la cantidad
necesaria para la titulación o valoración correspondiente.

6.-¿Cuántos gramos de H2SO4 hay en 8ml de una solución 3.2M del ácido?

7.- ¿Cuántos mililitros de NaOH al 20% se requiere para preparar 250ml de una
solución de NaOH 0.125M?
Solución:

V1N1=V2N2
V1=250Ml*0.125/0.2
V1=156.25mL

BIBLIOGRAFÍA

Los siguientes son los libros a los que se ha consultado:

-Libro de química de la UNMSM

Las siguientes son las páginas web a las que se ha consultado :

-http:
//es.answers.yahoo.com/question/index?qid=20080303171800AAfGAJ0