Centro Universitario de Ciencias Exactas e Ingenierías División de Ciencias Basicas Departamento de Química Academia de Química
QUÍMICA BÁSICA
MANUAL PARA EL ALUMNO
Autores: Mtra. Esperanza González Quezada Mtro. Héctor Pulido González Mtra. Rosalía Palacios Juárez Mtra. Alicia Blanco Aquino Mtra. Teresita G. Avalos Munguía Dra. Nely Ríos Donato
CONTENIDO I.
INTENCIONES EDUCATIVAS
2
II.
OBJETIVO GENERAL DEL CURSO
2
III.
CONTENIDO DEL CURSO
2
IV.
AGENDA DEL CURSO
7
V.
EVALUACIÓN DEL CURSO
9
VI.
BIBLIOGRAFÍA
9
VII.
REGLAMENTO INTERNO
10
VIII.
ANEXOS
11
1
a)
INTENCIONES EDUCATIVAS
Este curso está orientado a fomentar en los alumnos de Química Básica: La comprensión y aplicación de los contenidos académicos que se detallan en el programa de esta materia. El trabajo colaborativo y el trabajo en equipo Los procesos mentales: análisis, síntesis, transferencia y evaluación El pensamiento crítico La comunicación oral y escrita El autoaprendizaje La cultura de calidad en el trabajo La puntualidad La responsabilidad La honestidad El respeto a las personas, a la salud y al medio ambiente b)
OBJETIVO GENERAL DEL CURSO
El alumno será capaz de relacionar sistemas de unidades, conversiones, estructura, propiedades y procesamiento
de los materiales
para resolver
problemas cualitativos y cuantitativos aplicando la estequiometria, leyes de los gases ideales, líquidos, sólidos y su relación con la ciencia e ingeniería de materiales para tomar las decisiones adecuadas en los distintos procesos. c)
CONTENIDO DEL CURSO
Contenido Temático:
Tiempo asignado:
Capitulo 1: Fundamentos de la Química
14 horas (3.5 semanas)
Capitulo 2: Reacciones Químicas y Estequiometría
16 horas (4 semanas)
Capitulo 3: Estado Gaseoso y estado líquido
16 horas (4 semanas)
Capitulo 4: Estado sólido y la ciencia de materiales
14 horas (3.5 semanas)
2
1.
FUNDAMENTOS DE LA QUÍMICA
1.1 La Química como ciencia central. 1.1.1 La naturaleza de la química. 1.1.2 Las relaciones de la química con otras ciencias y la industria. 1.1.3 Sistemas de unidades. 1.2 La materia y su clasificación. 1.2.1 Materia. 1.2.2 Elementos, compuestos y mezclas. 1.2.3 Átomos, moléculas e iones. 1.2.4 Propiedades y cambios de la materia. 1.3 Tabla periódica y características fundamentales del átomo. 1.3.1 Nombre y símbolo de los elementos más comunes. 1.3.2 Familias y principales grupos de los elementos en la tabla periódica. 1.3.3 Partículas fundamentales del átomo: protón, neutrón y electrón. 1.3.4 Características fundamentales de un átomo: número de masa y número atómico. 1.3.5 Isótopos y sus aplicaciones más comunes. 1.3.6 Masa atómica de un elemento. 1.4 El mol como puente entre el mundo microscópico y macroscópico de la química. 1.4.1 Formula y masa molecular. 1.4.2 Mol y número de Avogadro. 1.4.3 Masa molar. 1.4.4 Ley de la composición constante. 1.4.5 Ley de las proporciones múltiples. 1.5 Nomenclatura. 1.5.1 Formulas y nomenclatura de los compuestos inorgánicos. 1.5.2 Sistema IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). 2.
REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA
2.1 Reacciones químicas. 2.1.1 Clasificación de las reacciones químicas. 3
2.2 Leyes fundamentales de la Química. 2.2.1 Ley de la conservación de la masa. 2.2.2 Ley de las proporciones definidas. 2.3 Balanceo de reacciones químicas. 2.3.1 Balance por el método de tanteo. 2.3.2 Balance para las reacciones redox. 2.4 Estequiometría. 2.4.1 Conceptos básicos. 2.4.2 Reactivo limitante y reactivo en exceso. 2.4.3 Rendimiento porcentual de una reacción química. 2.4.4 Aplicación de la Estequiometria en problemas industriales. 3.
ESTADO GASEOSO Y ESTADO LÍQUIDO
3.1. Propiedades generales de los gases. 3.1.1. La presión y sus unidades. 3.2.1 El volumen y su concepto. 3.2.2 La temperatura y su escala absoluta. 3.2 Leyes de los gases. 3.2.1 Ley de Boyle. 3.2.2 Ley de Charles. 3.2.3 Ley de Gay-Lussac. 3.2.4 Ley general de los gases ideales con masa constante. 3.2.5 Ecuación de los gases ideales. 3.3 Ley de Avogadro. 3.3.1 Condiciones normales de los gases. 3.4 Ley de Dalton. 3.4.1 Presiones parciales. 3.5 Propiedades de los líquidos. 3.5.1 Presión de vapor. 3.5.2 Viscosidad. 3.5.3 Tensión superficial. 3.5.4 Capilaridad. 3.6 Ecuaciones para calcular presión de vapor.
4
3.6.1 Ecuación de Antoine. 3.6.2 Ecuación de Clausius-Clapeyron. 3.7 Cambios de fase y calores involucrados. 3.7.1 Cambios de fase. 3.7.2 Calor sensible y calor latente. 3.7.3 Calor específico y capacidad calorífica. 3.7.4 Diagrama de calentamiento. 4
ESTADO SÓLIDO Y LA CIENCIA DE MATERIALES.
4.1 Estado sólido. 3.1.1 Clasificación del estado sólido. 3.1.2 Celda unitaria y red cristalina. 3.1.3 Sistemas cristalográficos. 3.1.4 Principales propiedades físicas de los sólidos cristalinos. 3.1.5 Principales aplicaciones de los sólidos cristalinos. 4.2 Ciencia e ingeniería de materiales. 4.2.1 ¿Qué es la ciencia e ingeniería de materiales? 4.2.2 Clasificación de los materiales. 4.2.3 Clasificación funcional de los materiales. 4.2.4 Clasificación de los materiales con base en su estructura. 4.3 Estructura atómica. 4.3.1 La estructura de los materiales. 4.3.2 La estructura del átomo. 4.3.3 La estructura electrónica del átomo. 4.3.4 La tabla periódica y las propiedades periódicas de los elementos. 4.3.5 Enlaces químicos. 4.4 Arreglos atómicos e iónicos. 4.4.1 Orden de corto alcance y orden de largo alcance. 4.4.2 Materiales amorfos. 4.4.3 Redes, celdas unitarias, bases y estructuras cristalinas. 4.4.4 Puntos, direcciones y planos en la celda unitaria. 4.4.5 Sitios intersticiales. 4.4.6 Estructuras cristalinas y covalentes.
5
4.5 Imperfecciones en los arreglos atómicos e iónicos. 4.5.1 Defectos puntuales. 4.5.2 Dislocaciones. 4.5.3 Importancia de las dislocaciones. 4.5.4 Defectos superficiales. 4.5.5 Importancia de los defectos. 4.6 Movimientos de átomos e iones en los materiales. 4.6.1 Aplicaciones de la difusión en estado sólido. 4.6.2 Mecanismos de la difusión. 4.6.3 Factores que afectan la difusión. 4.6.4 Difusión y procesamiento de materiales. 4.7 Propiedades y comportamiento mecánico. 4.7.1 Importancia tecnológica. 4.7.2 Terminología de las propiedades mecánicas. 4.7.3 El ensayo de tensión. 4.7.4 El ensayo de flexión. 4.7.5 Dureza de los materiales. 4.7.6 Ensayo de impacto. 4.7.7 Mecánica de la fractura. 4.7.8 Ensayo de fatiga. d)
AGENDA DEL CURSO Semana
Sesión 1
Sesión 2
1
Fecha:
Fecha:
Presentación del Curso 2
Fecha:
Tema 1.1 Subtemas 1.1.1 a 1.1.2 Fecha:
3
Tema 1.1 Subtemas 1.1.3 Fecha:
Tema 1.2 Subtemas 1.2.1 a 1.2.2 Fecha:
Tema 1.2 Subtemas 1.2.3 a 1.2.4
Tema 1.3 Subtemas 1.3.1 a 1.3.6 Entrega Tarea 1
Fecha:
Fecha:
Tema 1.4 Subtemas 1.4.1 a 1.4.5
Tema 1.5 Subtemas 1.5.1 a 1.5.2
4
6
5
Fecha:
Fecha:
Solución Tarea 1
Examen parcial 1
6
Fecha:
Fecha: Tema 2.2 Subtemas 2.2.1 a 2.2.2
7
Solución examen 1 Tema 2.1 Subtemas 2.1.1 Fecha:
8
Tema 2.3 Subtemas 2.3.1 a 2.3.2 Fecha:
Tema 2.4 Subtemas 2.4.1 a 2.4.2 Fecha:
9
Tema 2.4 Subtemas 2.4.1 a 2.4.2 Fecha:
Tema 2.4 Subtemas 2.4.3 a 2.4.4 Fecha: Tema 3.1 Subtemas 3.1.1 a 3.1.3
10
Tema 2.4 Subtemas 2.4.3 a 2.4.4 Entrega tarea 2 Fecha:
Fecha:
11
Solución Tarea 2 Fecha:
Examen parcial 2 Fecha: Tema 3.3 a 3.4 Subtemas 3.3.1 a 3.4.1
12
Solución examen 2 Tema 3.2 Subtemas 3.2.1 a 3.2.5 Fecha:
Fecha:
13
Tema 3.5 a 3.6 Subtemas 3.5.1 a 3.6.2 Fecha:
Tema 3.7 Subtemas 3.7.1 a 3.7.4 Fecha:
14
Tema 4.1 Subtemas 4.1.1 a 4.1.4 Fecha:
Tema 4.2 Subtemas 4.2.1 a 4.2.4 Fecha:
15
Tema 4.3 a 4.4 Subtemas 4.3.1 a 4.4.6 Fecha:
Tema 4.5 Subtemas 4.5.1 a 4.5.5 Fecha: Tema 4.7 Subtemas 4.7.1 a 4.7.8
16
Tema 4.6 Subtemas 4.6.1 a 4.6.4 Entrega tarea 3 Fecha:
Fecha:
17
Solución Tarea 3 Fecha:
Examen parcial 3 Fecha:
Fecha:
Reporte de calificación final
7
e)
EVALUACIÓN DEL CURSO
Concepto Exámenes parciales aplicados por el profesor (3) Trabajos de exposición Tareas (3) Investigaciones y otras actividades Examen departamental
f)
% 40 15 10 5 30
BIBLIOGRAFÍA
Libro de texto Hein, M., Arena, S. (2010) Fundamentos de Química. 12ª edición. México. Editorial Cencage Learning. Otras fuentes recomendadas Whitten, K.W., Davis, R.E., Peek, M.L. Colaboradores (Blanco, Avalos, Palacios y Rios) (2011) Química. 8a Edición especial. México. Editorial Cengage Learning. Chang, R., Williams, C. (2010) Química. 10a edición. China: Mc Graw-Hill Interamericana Editores. Askeland, D.R., Phule, P.P., (2009) Ciencia e ingeniería de los materiales. 4ª edición, Editorial Thomson. Brown, T., LeMay, H., Bursten, B., Murphy, C. (2009) Química La Ciencia Central. 11ª edición. México: Pearson Educación de México.
8
g)
REGLAMENTO INTERNO
Entradas y salidas del aula o Se deberá de respetar el horario establecido de comienzo y finalización de clase, cualquier impuntualidad ó salida de la clase sin permiso previo, será considerada como falta. o Durante exámenes no se puede salir del aula por ningún motivo, en caso contrario el maestro se reserva el derecho de cancelar el examen. Derecho a exámenes o Se considera que un alumno tiene derecho a exámenes finales solamente si ha acumulado el 80% de asistencia a clases durante todo el periodo escolar. Entrega de tareas y otros trabajos o Sin excepción alguna, se deberán de respetar las fechas establecidas en agenda para la entrega de trabajos. Herramientas de trabajo o Se permite el uso de las calculadoras tanto durante las clases como en exámenes. Se recomienda una calculadora científica y que el estudiante sepa utilizar. o Se permite el uso de formularios y tabla periódica previamente revisado por el profesor tanto durante las clases como en exámenes. o No se permite el préstamo de calculadoras, formularios y tabla periódica entre compañeros del mismo grupo durante los exámenes. Disciplina en el aula o No se permite tener celulares operando durante las sesiones de clase y exámenes. (en el caso de alguna emergencia solicitar al profesor permiso para tener el celular en función de vibrador). o En exámenes por ningún motivo se permitirá el acceso al teléfono celular. o Conservar limpio el lugar de trabajo: evitar comer dentro del aula, tirar la basura en el lugar correspondiente, etc. o No hablar cuando se toma lista de asistencia ni cuando el profesor y/o otros compañeros estén participando durante la clase.
9
1. FUNDAMENTOS DE LA QUÍMICA Objetivo General. Que el alumno conozca el campo de acción de la Química; así como su relación con otras ciencias, comprenda los conceptos fundamentales químicos y matemáticos que le servirán de herramienta para entender la Química Básica. La Química como ciencia central. 1.1.1 La naturaleza de la química. Objetivos específicos: •
Definir el campo de estudio de la Química en el área de ingeniería
•
Discutir las aplicaciones de la Química (metales, aleaciones, cemento, agregados, cerámicos, etc.)
ACTIVIDAD 1. La Química como Ciencia Central Investiga y contesta las preguntas que se realizan a continuación.
Expresar cual es para ti la importancia del estudio de la Química.
Escribir los pasos del método científico.
Describir las etapas de un enfoque
científico
en
la
resolución de problemas.
10
1.1.3 Aplicar las herramientas matemáticas necesarias en la solución de problemas. Objetivos específicos Investigar las unidades y prefijos utilizados en las unidades del sistema
•
métrico y en el sistema internacional Investigar las unidades básicas y unidades derivadas más comunes en
•
el sistema internacional Reconocer y aplicar las equivalencias y conversiones de unidades más
•
comunes entre el sistema inglés, métrico e internacional en la solución de problemas Investigar y aplicar el método del factor unitario o análisis dimensional en
•
la solución de problemas Definir precisión y reconocer la importancia de la exactitud en
•
la
medición de unidades •
Reconocer y utilizar las cifras significativas en la solución de problemas
•
Reconocer y utilizar la notación exponencial en la solución de problemas
ACTIVIDAD 2 Manejo de unidades 1. Escribir las unidades correspondientes a las siguientes magnitudes, en el Sistema Internacional (SI) y en el Sistema Inglés magnitud
Símbolo magnitud
de
la Unidades (SI)
Unidades Sistema Inglés
masa fuerza presión tiempo energía temperatura volumen densidad
11
2. Completar la tabla escribiendo los símbolos y equivalencias de los siguientes prefijos. Prefijo
Símbolo
Factor
Prefijo
a) mega
e) mili
b) kilo
f) micro
c) deci
g) tera
d) centi
h) giga
Símbolo
Factor
3. Expresar los siguientes números en notación científica: a) 2,900,000 b) 0.587 c) 0.00840 d) 0.0000055
4. Expresar las respuestas para los siguientes cálculos en notación científica: a) 1986 + 23.84 + 0.012 b) (2.92 x10−3)(6.14 x105) c) (0.0394)(12.8) d) 29.3 ÷ (284)(415)
ACTIVIDAD 3 Cifras significativas 1. Completar la tabla de acuerdo a los que se pide Cantidad
Número de cifras significativas
a) 40.0 b) 129.042 c) 0.081 d) 4.090x10−3 e) 22.4 f) 0.404 g) 5.50x103
12
2. Efectuar las siguientes operaciones como si fueran cálculos de resultados experimentales y expresar cada respuesta utilizando unidades y cifras significativas correctas.
a) 7.310 km ÷ 5.70 km b) (3.26x10-3mg) – (7.88x10-5mg) c) (4.02x106dm) + (7.74x107dm)
ACTIVIDAD 4 Análisis dimensional Resolver por el método de análisis dimensional los siguientes problemas: 1. Un trozo de madera mide 42.2 plg. Calcular su longitud en cm. Respuesta: 2. Un pedazo de papel tiene un área de 2.00 pies2. Calcular ésta área en m2. Respuesta: 3. Un mol de un gas ocupan un volumen de 22.4 L a una temperatura de 273 °K y presión de 1.00 atm. Calcular el volumen en µL. Respuesta: 4. Se tiene una aleación de bronce en forma de disco plano con las siguientes dimensiones: 31.5 mm de diámetro, 4.5 mm de espesor, con un orificio de 7.5 mm de diámetro en el centro. El disco tiene una masa de 20.2 g. Calcular la densidad de la aleación en kg/m3. Respuesta: 5. En las autopistas federales las marcas de líneas discontinuas tienen una longitud de 2.5 pies y 4.0 plg de ancho. Con un cuarto de litro de pintura de tránsito se pueden cubrir 43 pies2. ¿Cuántas líneas se pueden pintar con 15 gal de pintura? Respuesta
13
6. En los consultorios dentales en algunas ocasiones llegan a tener en el ambiente hasta 180 µg de Hg/m2 de aire debido a que se realizan trabajos en donde se colocan amalgamas. Si una enfermera que trabaja ahí inhala 2 x104 L de aire/día. ¿corre riesgo de envenenamiento por mercurio? La dosis de mercurio aceptada como tóxica es de 300µg/día. Respuesta 7. La “onza troy” es una unidad de masa asociada con metales preciosos como el oro (Au) y el platino (Pt). Se conoce que una onza troy equivale a 31.103 g). Calcular: a) La masa (g) de una moneda de 2.41 onzas troy. b) Determine si una onza troy es más ligera o pesada que una onza. (1 lb = 16 oz; 1 lb=454 g). Respuesta: 8. Las reservas mundiales de petróleo calculas en joules, J, tienen una cifra aproximada de 2.0 x1022 (el joule es la unidad de energía en la que el joule equivale a 1.00 kgm2/s2). Si el ritmo actual de consumo es de 1.8 x1020 J/año. ¿Cuánto tardarán en agotarse las reservas mundiales de petróleo? Respuesta: 9. Una persona necesita en promedio de 2.00 mg de riboflavina (vitamina B2) al día. Una fuente de esta vitamina es el queso el cual aporta 5.5 µg de riboflavina por gramo. Calcular la masa (lb) de queso que tendría que consumir una persona si éste fuera su única fuente de riboflavina. Respuesta: 10. El ácido clorhídrico concentrado utilizado en los laboratorios tiene una densidad de de 1.18 g/cm3. Se conoce que un volumen de 20.0 cm3 del ácido contienen 8.36 g de HCl. Calcular: a) La masa (g) de HCl por cm3 de disolución de ácido. b) El porciento en masa de HCl en el ácido clorhídrico concentrado. Respuesta:
14
11. La corteza terrestre es una delgada capa externa de la Tierra, abarca tan sólo el 0.50% de la masa total del planeta, es una fuente de casi todos los elementos (la atmosfera proporciona algunos como oxígeno, nitrógeno y otros gases). Se ha determinado que el silicio, Si, es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (27.2% en masa). Calcular la masa (kg) de silicio existente en la corteza terrestre. (La masa de la tierra es de 5.9 x1021 ton; 1 ton es igual a 2000 lb; 1 lb equivale a 453.6 g). Respuesta: 12. La gasolina al consumirse en un motor de un automóvil, produce en promedio 9.5 kg de dióxido de carbono, CO2, por cada galón (3.78 L). El CO2 es un gas invernadero, es decir, promueve el calentamiento de la atmosfera terrestre. Si existen 1557,194 automóviles en la zona metropolitana de Guadalajara y cada uno recorre en promedio una longitud de 5000 millas teniendo un consumo de gasolina de 20 millas por galón. Calcular la producción (kg) de CO2 produce la zona metropolitana de Guadalajara en un año. Respuesta:
La materia y su clasificación 1.2 Comprender el concepto de materia y su clasificación así como proponer métodos de separación para las mezclas. 1.2.1 Materia. 1.2.2 Elementos, compuestos y mezclas. 1.2.3 Átomos, moléculas e iones. Objetivos específicos •
Definir materia
•
Definir y diferenciar a los elementos, compuestos y mezclas
•
Definir las disoluciones y diferenciar sus componentes
•
Clasificar a la materia como: elementos (monoatómicos y biatómicos), compuestos (iónicos y moleculares) y mezclas (homogéneas y heterogéneas).
15
Identificar los estados de agregación de la materia: sólido, líquido y
•
gaseoso. ACTIVIDAD 5 Clasificación de la materia 1.
Completar la siguiente tabla con lo que se indica: Concepto
Definición
Ejemplo
materia masa elemento compuesto mezcla
2. Clasificar la siguiente materia de acuerdo a la tabla. Sal disuelta en
sopa de pollo y
agua
tallarines
gasolina
helado de menta con chispas de chocolate
té y hielo
lodo
dióxido de
agua de la llave
carbono carbonato de
tinta de un
pasta dental
hoja de aluminio
calcio
bolígrafo
aire
sodio
platino
Bronce
Trozo de níquel
pastel
agua de mar
ozono
madera
bicarbonato de
diesel
suero
vapor de agua
mercurio
sodio sangre
papel
mayonesa
ensalada
elementos
compuestos
mezclas homogénea
heterogénea
16
3. Indicar que tipo de mezcla se obtiene al combinar: a) 2 g de NaCl en 10 L de H2O a 25°C. b) 1 kg de NaCl en 1 L de H2O a 25°C c) Masas iguales de fierro y azufre d) Masas iguales de H2O y gasolina e) Masas iguales de H2O y C2H5OH 4. Completar la siguiente tabla de acuerdo con el tipo de disolución.
Tipo de disolución
ejemplo
sólido disuelto en líquido gas disuelto en gas gas disuelto en líquido líquido disuelto en líquido sólido disuelto en sólido
1.2.4 Propiedades y cambios de la Materia. Objetivos específicos •
Definir las propiedades más importantes de la materia, así como sus unidades de medición en el sistema internacional: masa, peso, volumen, densidad, densidad relativa y peso especifico
•
Clasificar las propiedades de la materia
•
Físicas-Químicas
•
Intensivas-Extensivas
•
Identificar las propiedades físicas y químicas de sustancias peligrosas y proponer el manejo para las mismas.
•
Clasificar los cambios que sufre la materia (Físicos-Químicos).
•
Identificar los cambios físicos y químicos que suceden en algunos procesos industriales interesantes
17
ACTIVIDAD 6. Propiedades y cambios de la materia 1. A continuación se describe al elemento zinc, Zn; clasifica las propiedades descritas como: físicas ó químicas y como extensivas ó intensivas. Es un metal de color blanco azulado que arde en aire con llama verde azulada. El aire seco no le ataca pero en presencia de humedad se forma una capa superficial de óxido o carbonato básico. Prácticamente el único estado de oxidación que presenta es el 2+. Se corroe con contacto prolongado con la humedad del aire. Su densidad es 7.14 g/cm3. Funde a 419°C. Conduce la electricidad. Presenta una gran resistencia a la deformación plástica en frío, lo que obliga a laminarlo por encima de los 100°C. No se puede endurecer por acritud y presenta el fenómeno de fluencia a temperatura ambiente. Propiedades físicas:
Propiedades químicas:
Propiedades intensivas:
Propiedades extensivas:
Contesta las preguntas escribiendo en el paréntesis el inciso correspondiente. 2. Las siguientes son propiedades del antimonio. ¿Cuál de ellas no es una propiedad física?
(
)
b) Es un sólido a temperatura ambiente. c) Presenta formas amarillas y grises en el estado sólido. d) Se quema en una atmosfera de cloro. e) Es una de las pocas sustancias que se expanden al congelarse. f) La forma grisácea funde a los 631°C.
18
1.
Cual enunciado es falso
(
)
a) Un compuesto es una sustancia que se puede descomponer por medios químicos en sustancias más simples. b) Todas las muestras de una sustancia pura particular tienen la misma composición y propiedades. c) Un ejemplo de mezcla homogénea es aquella preparada al mezclar dos líquidos como el alcohol etílico (alcohol de granos) y agua. d) Un ejemplo de una mezcla heterogénea es aquella preparada disolviendo un sólido de cloruro de sodio (sal de mesa) en un liquido como el agua. e) Diferentes mezclas de las mismas dos sustancias pueden tener diferentes composiciones. 2.
Cual de las siguientes respuestas son cambios físicos.
(
)
a) La electrólisis del cloruro de sodio para producir sodio metálico y cloro gaseoso. b) La solidificación del mercurio por enfriamiento. c) La reacción del acido clorhídrico con el carbonato de calcio. d) Mezclar a gua con alcohol etílico. e) Cortar una barra de hierro en piezas pequeñas. ACTIVIDAD 7 Cambios de fase 1. Escribir el nombre del cambio físico que sufre la materia de acuerdo a los siguientes cambios de fase. Cambio Físico Sólido
Líquido
Líquido
Gas
Gas Líquido Sólido Gas
Nombre del cambio físico
Líquido Sólido Gas Sólido
19
ACTIVIDAD 8. Separación de mezclas Suponer que se tiene una mezcla que contiene: agua, alcohol etílico, acetona, azúcar y cloruro de sodio disueltos, sólidos finos en suspensión y arena. Escribir en orden de aplicación cada uno de los métodos de separación necesarios para obtener de manera individual a cada uno de los componentes de esta mezcla. Respuesta: 1.3 Tabla periódica y características fundamentales del átomo. 1.3.1 Nombre y símbolo de los elementos más comunes. 1.3.2 Familias y principales grupos de los elementos en la tabla periódica Objetivos específicos •
Comprender la información que brinda la Tabla Periódica y reconocer las características fundamentales de los elementos
•
Nombrar a partir del símbolo a los elementos más comunes
•
Reconocer las propiedades físicas y químicas de las familias y principales grupos de la tabla periódica
ACTIVIDAD 9 Nombre y símbolo de los elementos 1. De la tabla periódica, señale que elementos pertenecen al siguiente grupo o familia:
Gases nobles
Metales alcalinos
Halógenos
Metales alcalino
Serie de
térreos
Lantanidos
20
2. Identifique los elementos a partir del grupo y periodo en la tabla periódica a)
Grupo: 2 serie A;
Periodo: 4
_____________
b)
Grupo: 5 serie A;
Periodo: 3
_____________
c)
Grupo: 7 serie A;
Periodo: 5
_____________
d)
Grupo: 6 serie B;
Periodo: 4
_____________
e)
Grupo: 2 serie B;
Periodo: 6
_____________
1.3.3 Partículas fundamentales del átomo: protón, neutrón y electrón. 1.3.4 Características fundamentales de un átomo: número de masa y número atómico. 1.3.5 Isótopos y sus aplicaciones más comunes. 1.3.6 Masa atómica de un elemento. Objetivos específicos •
Reconocer las partículas fundamentales del átomo (protón, neutrón y electrón) y su distribución en la estructura atómica
•
Definir y calcular las características fundamentales de un átomo: número de masa y número atómico.
ACTIVIDAD 10 Partículas elementales del átomo 1. Completar la siguiente tabla: Símbolo del
Z
A
17
35
# protones
# neutrones
# electrones
Carga
átomo o ión
+3
13
14 58
51 56
10
28
+2 70
137
+5 54
21
ACTIVIDAD 11 Calcular la masa atómica de los elementos 1. Mediante análisis de espectrometría de masas se ha descubierto que en la naturaleza las abundancias relativas de los diversos átomos isotópicos del azufre son 95.0% de
32
S, 0.8% de
33
S y de 4.2% de
34
S. Calcule la masa
atómica del azufre con esta información. Respuesta: 2. La plata natural consiste en 51.8% de
107
Ag y 48.2% de otro isótopo. Para
llegar a la masa atómica de 107.9 ¿Cuál debe ser la masa del otro isótopo? Respuesta: 3. Para explicar la masa atómica del nitrógeno, 14.00674, ¿Cuál debe ser la relación de átomos de 15N a 14N en el nitrógeno natural? Respuesta: 4. Suponga un elemento hipotético consiste de los cuatro siguientes isotopos. Calcule su peso atómico Masa
Abundancia Natural
62.982 uma
14.260%
63.978 uma
31.660%
64.973 uma
8.180%
65.968 uma
45.900%
Respuesta: 1.4 El mol como puente entre el mundo microscópico y macroscópico de la química. 1.4.1 Formula y masa molecular. 1.4.2 Mol y número de Avogadro. 1.4.3 Masa molar. Objetivos específicos •
Aplicar el concepto de mol, composición porcentual y leyes de la
•
estequiometria en la solución de problemas.
•
Identificar una formula química y calcular su masa molecular (u.m.a.).
•
Definir y comprender el concepto de mol y el Número de Avogadro.
22
•
Definir y calcular la masa o peso molar, PM (g/mol) de una sustancia.
•
Aplicar los conceptos de masa molar, mol y Numero de Avogadro en la solución de problemas que involucren conversiones de: masa, numero de moléculas, número de átomos y número de moles.
ACTIVIDAD 12 Mol, Masa Molar y Número de Avogadro 1. Determine la masa molecular, con precisión de 0.01 uma de: a) Ca(OH)2,b) K2SO4, c) Al(NO3)3, d) S8, e) SiO2 Respuesta: 2. Calcule la masa de una molécula de: a) CH3OH, b) C60H122, c) C6H12O6 Respuesta: 3. Se encontraron dos botellas escondidas en un almacén. La etiqueta de una decía acido clorhídrico puro (HCl) y la de la otra, acido sulfúrico puro (H2SO4). Cada una contenía 125 gramos de sustancia. a) ¿Que botella contiene más moléculas?, b) ¿Cuántos moles moles hay de HCl?, c) ¿Cuántas moléculas más hay en el HCl que en el H2SO4? Respuesta:
4. ¿Cuántos moles de Na y de S hay en: a) 1 mol de Na2S, b) 1 kg de Na2S, c) ¿Cuántos kilogramos de S hay en exactamente 1 kg de Na2S? Respuesta: 5. Una muestra de un acero inoxidable contiene 90% de hierro y 10% de Cromo. Exprese la relación de los dos metales en: a) átomos, b) moles, c) masas Respuesta: 6. La pureza del oro se expresa en kilates, que significa la proporción de oro con respecto a otro metal, por ejemplo plata. Si el oro es de 18 kilates tiene 18 partes de oro y 6 partes de plata. 23
a) ¿Cuántos átomos de Au tendremos en una muestra de 10 g de oro de 24 kilates? b) ¿Cuántos átomos de Au tendremos en una muestra de 25 g de oro de 14 kilates? Respuesta: 1.4.4 Ley de la composición constante. 1.4.5 Ley de las proporciones múltiples. Objetivos específicos •
Enunciar la ley de la composición constante y ley de las proporciones múltiples.
•
Reconocer la fórmula para calcular % masa y aplicar este concepto para obtener composiciones porcentuales a partir de las formulas de los compuestos.
•
Aplicar las leyes de la Estequiometria y la formula de % en la solución de problemas que involucren conversiones de elementos, compuestos y mezclas (procesos industriales).
ACTIVIDAD 13 Masa Molecular, Composición porcentual y Número de Avogadro 1. La celulosa es una larga cadena polimérica de masa molecular variable, con fórmula empírica (C6H10O5)n, con un valor mínimo de n= 200. a) ¿Cuántos átomos hay en la molécula? b) ¿Qué elemento es el que menos contribuye a la masa molecular? c) ¿Cuántos átomos de C hay en 10.0 mg? d) ¿Cuál es la composición % masa de hidrógeno? Respuesta: 2. La hormona adrenalina tiene la siguiente fórmula, C9H13NO3 a) ¿Cuál es la masa molecular de la adrenalina? b) ¿Cuál es la composición % masa de hidrógeno? c) ¿Qué fracción de átomos de la adrenalina son debidos al C?
24
d) La concentración normal de adrenalina en el plasma sanguíneo es de 6.0 x 10-8 g / L. e) ¿cuántas moléculas de adrenalina hay en un litro de plasma? Respuesta: ACTIVIDAD 14 Masa Molar, Composición porcentual y Número de Avogadro 1. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C19H28O2, contiene 3.08x1021 átomos de hidrogeno. Calcular: a) Masa molar del compuesto (g/mol) b) Masa (g) que corresponde a esa cantidad de átomos de hidrogeno. c) Masa (g) que corresponde a 3x1024 moléculas de la hormona. d) Átomos de C que existen en 500 g de la hormona. e) Composición porcentual másica de la hormona. f) Masa (g) del compuesto que corresponde a 200 g de oxigeno. Respuesta: 2. Se requiere un mínimo de 25 microgramos de tetrahidrocannabinol (THC), el ingrediente activo de la marihuana para producir intoxicación. La formula molecular del THC es C21H30O2. a) ¿Cuántos moles de THC representan esos 25 microgramos?, b) ¿Cuántas moléculas?, c) ¿Cuántos átomos de C hay en esa cantidad de THC? Respuesta: 3. ¿Qué masa de metal tiene el mayor número de moles? a) 15 g de Ti
b) 15 g de Mn
c) 15 g de Au
d) 15 g de Pb
Respuesta: 4.- Se tiene una sustancia desconocida cuya fórmula es XY2, si se determina experimentalmente que su masa molar es de aproximadamente 111 gramos, y el contenido en peso del elemento X es de 36.03%. Encuentre la formula de la sustancia. Respuesta: 25
ACTIVIDAD 15 Fórmula empírica ó mínima y Fórmula real ó molecular 1. El cobre forma diferentes compuestos al combinarse con oxigeno, si uno de ellos contiene el 88.8% de cobre y el resto es oxigeno, para el otro compuesto que contiene el 79.9 % de cobre y el resto oxigeno, determine las formulas empíricas de ambos compuestos. Respuesta: 2. Una muestra de 1.500 g de un compuesto que solo contenía C, H y O se quemó por completo. Los únicos productos de la combustión fueron 1.738 g de CO2 y 0.711 g de H2O. ¿Cuál es la formula empírica del compuesto? Respuesta:
3. Un hidrocarburo que contiene 92.3% de C y 7.74 % de H resultó tener una masa molar aproximada de 79. ¿Cuál es su formula molecular? Respuesta: 4. Se sabe que un compuesto contiene 40.002 % de carbono, 8.063% de hidrógeno y 53.285% de oxígeno, a través de análisis espectroscópico se conoce que la masa molecular aproximada es de 121 uma. a) ¿Cuál es la formula empírica?, b) Cuál es la formula molecular probable? Respuesta: 5. Una muestra de un adhesivo acuoso se analizó y se obtuvieron los siguientes datos, la muestra de 28.5 g se diluye con etanol y se produjo un residuo de 4.6 g de carbonato de aluminio en polvo. Al evaporar el etanol y el agua, el filtrado peso 3.2 g de acetato de polivinilo plastificado, que contenía 0.8 de plastificante soluble en benceno. Calcule la composición de este adhesivo. Respuesta:
26
6. La nitroglicerina es un explosivo y también se utiliza para producir otros explosivos como la dinamita. La nitroglicerina contiene 18.5% de nitrógeno. Calcule la masa molecular de la nitroglicerina si cada molécula tiene tres átomos de nitrógeno. Respuesta: 1.5
Nomenclatura. 1.5.1 Formulas y nomenclatura de los compuestos inorgánicos. 1.5.2 Sistema IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada Objetivos específicos
•
Nombrar y escribir la formula de compuestos químicos binarios y terciarios.
•
Escribir la formula y/o el nombre de los compuestos binarios y ternarios. (óxidos, anhídridos, hidruros, bases, sales y ácidos). Sistema IUPAC Sistema Stock
ACTIVIDAD 16 Nomenclatura Escribir la fórmula y/o los nombres (sistema IUPAC tradicional y moderno) de las siguientes sustancias: IONES Fórmula ó nombre
nombre
símbolo
Fórmula ó símbolo
Na+
Ión ferroso
Mn+2
Ión férrico
NO3-
Ión sulfuro
IO4-
Ión cloroso
ClO4-
Ión carbonato
COMPUESTOS IÓNICOS Fórmula BaH2
nombres
nombres
Fórmula
Hidruro cúprico ó Hidruro de cobre (II)
27
KCN
Óxido férrico ú Óxido de fierro (III)
KCl
Sulfuro de calcio
FeCl3
Permanganato de potasio
Li2S
Fosfito de potasio
Na2O
Hidróxido mercuroso ó Hidróxido de mercurio (I)
Ca(OH)2
Cloruro de Zinc
CaSO3
Clorito de sodio
NaClO4
Hidróxido de calcio
FrH
Hipobromito ferroso ó Hipobromito de fierro (II)
FeO
Perclorato de potasio
KMnO4
Óxido de rubidio
Fe(OH)3
Hidruro mercúrico ó Hidruro de mercurio (II)
ÁCIDOS Fórmula
Nombre
Nombre
HCl
Ácido peryódico
H2SO3
Ácido fosfórico
HCN
Ácido fosforoso
Fórmula
28
HClO3
Ácido sulfúrico
HMnO4
Ácido sulfhídrico
H 3P
Ácido fluorhídrico
HClO2
Ácido arsénico
HI
Ácido bromhídrico
COMPUESTOS MOLECULARES BINARIOS Fórmula
Nombres
Nombres
Fórmula
N 2O
Monosulfuro de nitrógeno
NO
Trisulfuro de dinitrógeno
SO
Pentaóxido
de
dinitrógeno ó Anhídrido nítrico SO3
Trióxido de dinitrógeno ó Anhídrido nitroso
ClF
Pentafluoruro de bromo
P 2S 3
Monóxido de dicloro ó Anhídrido hipocloroso
Cl2O3
Heptaóxido de dicloro ó Anhídrido perclórico
29
Tarea para entregar Fecha: _______________ QUÍMICA BASICA I Unidad 1 Ejercicios de recapitulación Nombre del alumno: _______________________________Grupo: _____ Nombre profesor: ________________________________NRC:______ Notación científica y cifras significativas 1.
Expresar los siguientes números en notación científica: a) 6.500; b) 0.00092; c) 860 (suponer que este número está medido hasta ±10); d) 860 (suponer que este número está medido hasta ±1); e) 186.000; f) 0.0516
2.
Expresar los siguientes números exponenciales como números ordinarios: a) 5.26 x104; b) 4.10 x10−6; c) 16.00 x102; d) 8.206 x10−2; e) 9.346 x103; f) 9.346 x10−3
3.
Realizar las operaciones indicadas y redondear el resultado al número de cifras significativas apropiado. El resultado debe de incluir las unidades correspondientes.
a)
2.68 pies + 11.4 pies
b)
511 millas ÷ 2.2 h
c)
Tres hombres trabajan 1.25 h cada uno. ¿Cuántas horas de trabajo hacen en total por día?
d)
(1.54 x102 cm) (2.336x103cm)
4.
Indicar el múltiplo o fracción de 10 por el que se multiplica una cantidad cuando está precedida por cada uno de los siguientes prefijos: a) M, b) m, c) c, d) d, e) k, f) µ
Análisis dimensional 5. Una fundidora libera a la atmósfera cada día 5.0 toneladas de gas. El gas contiene 2.2% en masa de SO2 ¿Qué masa de SO2 se libera en una semana? 30
6. Un cierto proceso químico necesita cada día 157 galones de agua pura. El agua disponible contiene 11 ppm (partes por millón en masa) de sal disuelta. ¿Qué masa de sal debe de ser eliminada por día? 7.
Un cuenta gotas proporciona 20 gotas de agua que equivalen a un volumen de 1.0 mL. Calcular:
a) El volumen de una gota en cm3 y en µL. b) El diámetro de una gota en mm, suponer que la gota es esférica. 8.
Un atleta puede recorrer 1.00 milla en 4.00 minutos Calcular:
a) La velocidad media en km/h y en cm/s. b) El tiempo (minutos) que tardará en recorrer 1,500 m. 9. Un rollo de papel de aluminio tiene las siguientes dimensiones: longitud 66 yardas por 12 pulgadas de ancho, con un espesor de 6.5 x10-4 pulgadas. Si la densidad relativa del aluminio a una temperatura de 22 °C es de 2.70, calcular la masa de un rollo de aluminio. (La densidad del agua a 22 °C es 0.998 g/mL) Clasificación de la materia y sus propiedades 10. Para determinar la densidad de una disolución, se emplea un picnómetro. Se desea determinar la densidad de una disolución en donde se obtuvieron los siguientes datos: a una temperatura de 20 °C la masa del picnómetro vacio es de 35.275g, el mismo picnómetro lleno de agua tuvo una masa de 52.127g, el picnómetro con la disolución tiene una masa de 53. 527g ¿Cuál es la densidad relativa de la disolución? Elementos, Compuestos y Mezclas 14. De acuerdo con los siguientes símbolos nucleares: 27
Al3+ ,
27
Al ,
40
Ca2+ ,
16
O-2 ,
12
C,
13
C,
14
C,
35
Cl - ,
23
Na+
a) Determinar el número de: protones, neutrones y electrones para cada especie. b) Clasificar como cationes y como aniones.
31
15. Una pastilla analgésica de 500 mg contiene 256 mg de ácido acetilsalicílico, C9H8O4, a)¿Que % en masa de C9H8O4 hay en el analgésico? b)¿Cuánta masa de carbono, C, y que cantidad de átomos de C habrá en 100 mg del analgésico. 16. En el mercado existe una pintura que contiene un 25% de pigmento y el resto es agua y se vende a $12.0/kg. Otra pintura contiene el 10% de pigmento y el resto de agua y se vende a $7.0/kg. Un fabricante produce una pintura que contiene el 15% de pigmento. ¿En cuánto deberá de venderla? 17. En un proceso de secado se alimenta azúcar humedecida que contiene el 20% de agua. En el secador se retira el 75% del agua original. Calcular el % masa de azúcar que sale del secador.
32
2. REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIA
Objetivo General. Capacitar al alumno para que en función de las leyes fundamentales de la Química, sea capaz de comprender, representar, ajustar y clasificar las reacciones químicas; así como realizar cálculos estequiometricos de los reactivos, productos y rendimientos involucrados en dichas reacciones, siendo un caso específico de aplicación los procesos electroquímicos.
Tema 2.1
Reacciones químicas
Subtemas: 2.4.5 Clasificación de las reacciones químicas. Objetivos específicos •
Expresar y clasificar las reacciones químicas.
•
Reconocer que la ecuación química es la representación escrita de la reacción química.
•
Identificar la escritura y expresión de una ecuación química.
•
Clasificar las reacciones químicas De acuerdo a la composición de los reactivos y productos formados Combinación Descomposición Desplazamiento simple Doble desplazamiento De acuerdo a la energía involucrada Endotérmicas Exotérmicas
ACTIVIDAD 17 Clasificación de las reacciones químicas. 1. ¿Cuál de las siguientes reacciones no es una reacción de descomposición? a. 2HgO(s) → 2Hg( ) + O2(g) b. H2(g) + Cl2(g) →2HCl(g) c. NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g)
33
d. Mg(OH)2(s) → MgO(s) + H2O(g) e. 2H2O2(aq) → 2H2O( ) + O2(g) 2. ¿Cuál de las siguientes es una reacción de desplazamiento? a. Li2O(s) + CO2(g) → Li2CO3(s) b. Cl2(g) + 2NaBr(aq) → Br2( ) + 2NaCl(aq) c. HNO3(aq) + KOH(aq) → KNO3(aq) +H2O( ) d. SO3( ) + H2O( )→ H2SO4( ) e. CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 3. ¿Qué sal es formada cuando una solución acuosa de hidróxido de calcio es mezclada con acido fosfórico? a. CaPO4 b. Ca(OH)2 c. Ca3(PO4)2 d. P(OH)3 e. no ocurre formación de sal.
4. ¿Cuál de las siguientes reacciones es una reacción de combinación? a. AgNO3(ac) + HCl(ac) →AgCl(s) + HNO3(ac) b. Na2O(s) + CO2(g) → Na2CO3(s) c. C3H8(g) + 5O2(g) →3CO2(g) + 4H2O( ) d. 2H2O( )→ 2H2(g) + O2(g) e. KOH(ac) + HCl (ac) → KCl (ac) + H2O( ) Tema 2.2
Leyes fundamentales de la Química
2.2.1 Ley de la conservación de la masa. 2.2.2 Ley de las proporciones definidas. Objetivos específicos •
Enunciar y aplicar las leyes fundamentales de la Química.
•
Enunciar y aplicar la ley de la conservación de la masa.
•
Enunciar y aplicar la ley de la conservación de la energía.
34
ACTIVIDAD 18 Aplicar las leyes fundamentales de la Química 1. ¿Cuál de los siguientes enunciados no es una consecuencia de la Ley de la conservación de la masa? a) Como resultado de una reacción química, habrá el mismo número de moles en ambos lados de la ecuación química en los reactantes y en los productos en una ecuación balanceada. b) Provee la base para el balanceo de ecuaciones químicas. c) Significa que no hay cambios observables en la cantidad de materia durante una reacción química. d) Se puede establecer que “la materia ni se crea ni se destruye durante una reacción química” e) Todas las anteriores son una consecuencia de la ley de la conservación de la masa.
2. ¿Por qué el cambio de entalpia es una cantidad importante para muchos procesos químicos?
3. Para un proceso dado a presión constante, ∆H es negativo. ¿El proceso es endotérmico o exotérmico?
35
Tema 2.3
Ajuste de las ecuaciones químicas
2.3.1 Balance por el método de tanteo. 2.3.2 Balance para las reacciones redox. Objetivos específicos •
Resolver el ajuste de las ecuaciones químicas.
•
Aplicar el método de tanteo para el balance de las ecuaciones químicas.
•
Aplicar el método de cambio en el estado de oxidación para el balance de las ecuaciones químicas que representen reacciones redox.
ACTIVIDAD 19 Reacciones de metátesis o sustitución 1. Balancee las ecuaciones siguientes a) Al + Cr2O3 → Al2O3 + Cr b) AgNO3 + KCl → AgCl + KNO3 c) BaCl2+ K2SO4 → BaSO4 + KCl 2. Balancee las ecuaciones siguientes: a) Zn(s) + HBr(ac) → ZnBr2(ac) + H2(g) b) NH3(g) + Na(s) → NaNH2(s) + H2(g) c) Ca(s) + HF(ac) → CaF2(ac) + H2(g) 3. Completar y balancear las siguientes reacciones: a) Na2CO3 + MgSO4 → b) Pb(NO3) 2 + Na2S → c) (NH4)3PO4 + CaCl2
→
ACTIVIDAD 20 Reacciones de oxidación-reducción (Redox) 1. Balancee las ecuaciones siguientes por el método del cambio en el estado de oxidación a) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O b) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O c) H2S + HNO3 → S + NO + H2O d) MnO2 + HBr → MnBr2 + Br2 + H2O 36
2. Balancee las ecuaciones siguientes por el método algebraico a) Al(s) + Cl2(g) → AlCl3(s) b) C2H4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) c) Li(s) + N2(g) → Li3N(s) d) PbCO3(s) → PbO(s) + CO2(g) e) C7H8O2(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) Tema 2.4 Estequiometria 2.4.1 Conceptos básicos. 2.4.2 Reactivo limitante y reactivo en exceso. 2.4.3 Rendimiento porcentual de una reacción química. 2.4.4 Aplicación de la Estequiometria en problemas industriales. Objetivos específicos •
Comprender y calcular las relaciones estequiométricas presentes en las reacciones químicas.
•
Calcular relaciones molares a partir de ecuaciones químicas.
•
Calcular relaciones másicas a partir de ecuaciones químicas.
•
Calcular relaciones molares/másicas a partir de ecuaciones químicas.
•
Calcular reactivo en exceso y reactivo limitante en una reacción química.
•
Calcular rendimiento porcentual en una reacción química.
•
Investigar aplicaciones industriales que involucren reacciones químicas.
ACTIVIDAD 21 Cálculos básicos 1. Una muestra de 45.00 ml de una solución de hidróxido de sodio NaOH reacciona con 0.3575 g de ftalato acido (KHP) KHC6H4(COO)2. NaOH + KHP → NaKP + 2H2O Calcule la molaridad de la solución de NaOH (el peso molecular de KHP es de 204.2 uma/molécula) a. 0.007944 M
37
b. 0.01945 M c. 0.07781 M d. 0.03891 M 2. ¿Cuál es la molaridad de una solución de K2Cr2O7 si 20.0 mL de la solución requieren de 0.200 M de una solución de KI para la reacción completa? K2Cr2O7 + KI + H+
Cr3+ + I2 + H2O (sin balancear)
a. 1.55 M b. 3.63 M c. 0.101 M d. 0.603 M e. 0.280 M 3. La tiza está compuesta por carbonato de calcio y sulfato de calcio, con algunas impurezas como SiO2. Solamente el CaCO3 reacciona con HCl (ac diluido) ¿Cuál es el % masa de CaCO3 en la tiza de 3.28 g que produce 0.981 g de CO2? CaCO3
+ 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
ACTIVIDAD 22 Rendimiento y conversión 1. El ácido salicílico reacciona con anhídrido acético para formar aspirina, acido acetil salicílico. Si el rendimiento porcentual en esta reacción es del 78.5%, ¿Qué masa de acido salicílico se requiere para producir 150.0 g de aspirina? 2 C7H6O3
+
C4H6O3
→
2 C9H8O4 + H2O
Acido salicilico
Anhidrido acetico
aspirina
a. 146 g b. 191 g
38
c. 292 g d. 73.0 g e. 90.0 g 2. El disulfuro de carbono, CS2, se puede obtener a partir del dióxido de azufre, SO2, un producto de desecho en muchos procesos industriales. ¿Cuánto CS2 puede obtenerse a partir de 450 kg de SO2 con exceso de coque, si la conversión de SO2 tiene 82% de eficiencia? La reacción total es: 5 C + 2SO2 →CS2 + 4CO ACTIVIDAD 23 Reactivo limitante y reactivo en exceso Rendimiento y conversión 1. El amoniaco acuoso (hidróxido de amonio) reacciona con sulfato de cobalto (II) acuoso para producir sulfato de amonio acuoso e hidróxido de cobalto (II) sólido. Cuando 38.0 g de uno de los reactivos reacciona por completo con suficiente del otro reactivo se obtienen 8.09 g de sulfato de amonio, lo que corresponde a 25.0% de rendimiento. a) ¿Qué tipo de reacción tiene lugar? b) Escriba la ecuación balanceada de la reacción. c) ¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de amonio? d) ¿Cuál de los reactivos es el limitante? 2. La siguiente reacción se efectúa hasta que se consume por completo el reactivo limitante: 2 Al + 3MnO → Al2O3 + 3 Mn Se calentó una mezcla de 100 g de Al y 200 g de MnO para iniciar la reacción. ¿Cuál reactivo quedó en exceso y cuál es el peso de ese exceso?
39
ANEXO B)
Ejercicios adicionales Fecha: _______________
QUÍMICA BASICA I Unidad 2 Nombre del alumno: _______________________________Grupo: _____ Nombre profesor: ________________________________NRC:______ Balanceo por inspección INSTRUCCIONES
Escribir y ajustar las siguientes reacciones: 1. Oxidación de metano con vapor de agua con producción de monóxido de carbono. 2. Reacción de descomposición térmica del nitrato de sodio para formar el correspondiente nitrito de sodio y oxígeno. 3.
Reacción
de una disolución de bromuro de plata en tiosulfato sódico
acuoso. 4. Reacción de combustión de sulfuro de hidrógeno en aire con obtención de dióxido de azufre. 5. Reacción de precipitación de carbonato de bario por burbujeo de anhídrido carbónico en disolución saturada de hidróxido de bario. 6. Reacción de reducción de óxido férrico con monóxido de carbono para obtener hierro. 7. Reacción de una disolución de hidróxido de aluminio en medio ácido y en medio básico. 8. Reacción de disolución de estaño en disolución acuosa de ácido clorhídrico diluido. 9. Descomposición térmica de dicromato de amonio para formar nitrógeno y óxido de cromo (III). 10. Deshidratación térmica del hidróxido férrico.
40
Cálculos estequiométricos Cálculos básicos 1. Se hacen reaccionar 10 g de zinc con ácido sulfúrico. Calcular los g de sal obtenidos. Densidad ác. Sulfúrico = 1,84 g/cm3 2. Calcular los moles de aire (21 % mol de O2) que se requieren para la combustión completa de 10 g de metano CH4. 3. ¿Cuántos g de KOH se necesitan para neutralizar 10 g de ácido bromhídrico? 4. En un recipiente se colocaron 43,5g de óxido de manganeso (IV) y 210mL de disolución de ácido clorhídrico (32 % masa y densidad 1.19 g/mL). Calcular la masa de sal que se obtiene.
Rendimiento y conversión 1. Al reaccionar 5 g de Mg con un volumen necesario de una disolución de un ácido al 10% en masa y densidad 1,066 g/mL se produce un gas que se desprende y una sal que queda en disolución, la sal tiene una masa molar 120 g/mol y contiene 20% de magnesio, 26,66% de azufre y 53,33% de oxígeno: Determinar: a) La masa y cantidad de sustancia de ácido que reaccionó y que volumen de disolución del mismo fue necesario emplear. b) Concentración de la disolución (%) cantidad de la sal formada, si el volumen final de la disolución es de 150 mL.
Reactivo limitante y reactivo en exceso 2. Para producir hidrógeno se utiliza la siguiente reacción sin balancear: CaH2 + H2O
→
Ca(OH)2 + H2
Suponer que se hace reaccionar 150 moles de H2O con 60 moles de CaH2 Balancear la reacción: ______________________________________ ¿Cuál sustancia es el reactivo en exceso? ______________ 41
¿Cuál
es el
% de exceso? y ¿Cuántos moles de Ca(OH)2
se obtiene
teóricamente?_____________ Suponiendo un 85% de rendimiento ¿Cuántos moles de
se
Ca(OH)2
obtienen?________________ 3. De acuerdo a la siguiente reacción s/balancear: NH3 + CO2 → CO(NH2)2
+ H 2O
Se tiene una relación molar de NH3 y CO2 3:1 determine: a) Reactivo limitante_______________ b) De acuerdo a la reacción anterior determine el rendimiento teórico de CO(NH2)2 c) De la reacción anterior se obtuvieron 47.7g CO(NH2)2
calcule el % de
rendimiento real:__________________ d) ¿Cuál es % de exceso?_____________________________________ 4. Se sabe que luego de ocurrir la reacción 2 A + B → 2C se obtuvo una mezcla que
contenía 4 moles de C, 2 moles de A y 4 moles de B ¿Cuántos
moles de A y B había antes de que ocurriera la reacción? a) 10 de A y 8 de B
b) 6 de A y 6 de B
c) 8 de A y 6 de B
d) 10 de A y 10 de B
5. Para obtener plata mediante la reacción Zn
+
( )
2AgNO3 → 2Ag
+
Zn(NO3)2, ¿Cuántos moles de AgNO3 es necesario agregar a la reacción si se desea producir 20 moles de plata y el rendimiento de la reacción es del 90%? ( ) a) 9 moles
b) 11.1 moles
c) 18 moles
d)
22.2
moles 6. De a cuerdo a la reacción Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2, si se parte de 150 g Fe2O3 y se obtienen 100 g de fierro ¿Cuál es el % de rendimiento? a) 85 %
b) 90 %
c) 95 %
( )
d) 100 %
42
Pureza de reactivos 1. ¿Cuántas toneladas de plomo al 94 % masa se obtendrán a partir de 2000 toneladas de mineral que contiene 2.1% de PbS? 2. Considerando la reacción 2 Al + 3Cl2 → 2AlCl3, se cuenta con 70 g de aluminio al 95 % de pureza y cloro en exceso ¿Cuántos g AlCl3 se obtienen? 3. ¿Qué cantidad de moles de azufre y oxigeno, debe quemarse para producir el suficiente SO2 para que reaccione con un litro de solución de NaOH al 8% en masa (la densidad de la solución es de 1.087 g/ ml ) y se forme bisulfito de sodio
( )
a) 1.087 de c/u
b) 2.17 de c/u
c) 33.97 c/u
d) ninguno
4. ¿Cuántos gramos de un compuesto que contiene el 52.17 % de Carbono debe quemarse a) 2.79 g
para obtener 6.25 g de CO2?
b) 11.95 g
c) 3.3 g
( ) d) 5.3 g
5- El cemento Pórtland artificial químicamente está constituido por una mezcla que contiene aproximadamente: 67 % CaO, 25 % SiO2, 7 % Al2O3, 1 % otros. Determinar la masa de cada uno necesarios para obtener 300 lb de cemento.
Reacciones industriales 1- La fabricación de yeso, consiste en calentar a 150°C, la piedra de yeso (CaSO4. 2 H2O) finamente molida según la reacción: CaSO4. 2 H2O → CaSO4 + ½ H2O + 3/2 H2O ¿Cuantos gramos de yeso, se obtienen si se calientan 2 kg de piedra?. ¿Cuanta agua se elimina? 2- Investigaciones efectuadas sobre fraguado y endurecimiento del cemento Pórtland, demuestran la presencia de gran cantidad de Ca(OH)2 cristalizado, junto con sustancias coloidales secas. Si consideramos un cemento de alta velocidad de hidratación, donde el principal componente es el silicato tricálcico, la reacción es: 43
SiO2. 3 CaO
+ 4,5 H2O
→ SiO2 . CaO. 2,5 H2O + 2 Ca(OH)2
Calcular la masa de agua necesaria para fraguar completamente 200 kg. de cemento. 3- El fraguado de la cal apagada se debe a un proceso de secado del agua que contiene y a un proceso de absorción de dióxido de carbono del aire, para formar carbonato de calcio y agua. a) Escribe la reacción que ocurre b) Cuantos moles de dióxido de carbono son necesarios absorber en el proceso, si se tienen 10 moles de cal. 4- Las cales se obtienen por descomposición térmica de algunas variedades de carbonato de calcio. La temperatura a la que se produce es de 1000°C. La reacción produce dióxido de carbono y óxido de calcio. Si se parte de 2 Toneladas de piedra caliza con un 90 % de pureza, en carbonato de calcio. Determinar: a) Gramos de cal que se obtienen. b) ¿Cuantos moles y cuantas moléculas de dióxido de carbono se producen?
44
3. ESTADO GASEOSO Y ESTADO LIQUIDO Objetivo General. Comprender las propiedades, leyes y reacciones, que distinguen al estado gaseoso, desde un punto de vista molecular individual, pasando por las mezclas y reacciones que entre los gases se presentan, así como el distinguir su comportamiento en forma ideal y real. Para el estado liquido comprender las propiedades, principios y ecuaciones, que distinguen a este estado físico de la materia y aplicar estos conceptos para determinar la relación que existe entre la energía, temperatura y los cambios de estado de la materia. Tema 3.1 Propiedades generales de los gases Subtemas: 3.1.1 La presión y sus unidades. 3.1.2 El volumen y su concepto. 3.1.3 La temperatura y su escala absoluta. Objetivos específicos •
Comprender la importancia de los gases y su relación en la química
•
Relacionar las diferentes unidades de presión.
•
Definir el volumen con respecto a la masa.
• ACTIVIDAD 24 Propiedades generales de los gases 1. Mencione cuáles son los parámetros necesarios para describir el comportamiento de los gases.
2. Explique el significado del comportamiento inversamente proporcional de la presión y el volumen en una muestra de un gas.
45
3. Un material desconocido tiene la capacidad de fluir y está formado por partículas microscópicas idénticas, separadas entre sí por distancias muy grandes. Esta descripción se ajusta a:
(
) a) gas puro
4. Nombre diez
b) mezcla de gases
c) sólido puro
elementos y compuestos
d) mezcla de
líquidos
comunes que son gases a
temperatura ambiente e investigue sus características. Formula
Nombre
Características
ACTIVIDAD 25 Mediciones de temperatura y presión 1.
Menciona cinco unidades para medir presión. a)
__________________
b)
__________________
c)
__________________
d)
__________________
e)
__________________
46
2.
Los neumáticos de un automóvil no deben exceder 28 psi de presión.
Calcular la presión en: a) ¿Cuál es la presión en atmosferas? b) ¿y en Pascales? c) ¿y en torr? Respuesta:
3.
Un tanque de oxigeno para uso hospitalario se envasa a una presión mínima de 45 psi, una enfermera recibe 10 tanques en un hospital y el proveedor le dice que tienen una presión de 5 bar. ¿Debe recibirlos o rechazarlos? Respuesta:
4.
¿Porque los cálculos de los gases deben hacerse con temperaturas absolutas y no con temperaturas relativas?
5.
(a) La soldadura es una aleación formada por estaño y plomo que se utilizan en los circuitos electrónicos. Una cierta soldadura tiene un punto de 224 ºC. ¿Cuál es el punto de fusión en grados Fahrenheit?
de
(b) El helio tiene el punto de ebullición más bajo de todos los elementos 452ºF. Convierta esta temperatura en grados Celsius. (c) ambiente
El mercurio es el único metal que existe líquido a temperatura y se funde a – 38.9ºC. Convierta este punto de fusión a Kelvin.
d) ¿En el Polo Sur, las temperaturas llegan a -650°C, considera usted que las personas podrían adaptarse a este medioambiente hostil y sobrevivir?
Tema 3.2 Leyes de los gases. Subtemas: 3.2.1 Ley de Boyle. 3.2.2 Ley de Charles. 3.2.3 Ley de Gay-Lussac. 3.2.4 Ley general de los gases con masa constante. 47
3.2.5 Ecuación de los gases ideales.
Objetivos específicos •
Entender el comportamiento entre presión, volumen y temperatura
•
Conocer el comportamiento a temperatura constante.
•
Conocer el comportamiento a presión constante.
•
Conocer el comportamiento a volumen constante.
•
Comprender el comportamiento cuando cambian todas las variables.
ACTIVIDAD 261 Leyes de los gases 1.
Un globo inflable contiene 1400 litros de Helio 13.5 psi de presión y 18°C. A una altitud de 26 km donde la temperatura desciende a 4°C y existe una presión de 12 mm de Hg ¿Cuál será el volumen del globo?
2.
Cierta cantidad de hidrógeno está confinada en una cámara de platino con volumen constante. Cuando la cámara se sumerge en un baño de hielo fundido, la presión del gas es de 1000 torr. a) Cuál es la temperatura Celsius cuando el manómetro indica una presión absoluta de 100 torr? b) Qué presión indicará cuando la cámara se lleve a 100°C?
3.
Una muestra de gas ocupa un volumen de 521 mL a 0.75 atm. Si la mantiene constante, ¿Cuál será la nueva presión si el volumen aumenta a 776 mL?
4.
Una muestra de 2.5 litros de SO2 está a 19°C y 1.5 atm. ¿Cuál será la nueva temperatura en °C cuando el volumen cambia a 1.5 L y la presión de 765 torr?
5.
Se tienen 15.0 litros de cloro gaseoso a -35°C. ¿Qué volumen ocupara el cloro a (a) 0.0 °F, (b) 380°K? (Considere presión constante de 1 atm).
48
Tema 3.3 Ley de Avogadro. Subtemas: 3.3.1 Condiciones normales de los gases. Objetivos específicos •
Establecer las condiciones normales.
ACTIVIDAD 271 Ley de Avogadro y ley de gases ideales 1.
Un gas a 50°C y 785 torr ocupa 350 mL. ¿Qué volumen ocupara a condiciones normales (STP)?
2.
¿Cuál sería el volumen de un globo si se llenara con 10.0 g de cloro gaseoso a TPN?
3.
En el laboratorio los estudiantes generaron y recolectaron hidrógeno gaseoso con base en la ecuación: Zn(s) + H2SO4 (ac) →
H2 (g) + ZnSO4(ac)
a) Cuántos mL de hidrógeno gaseoso a TPN se generaron de 52.7 g a partir de zinc metálico. b) Si se necesitaran 525 mL de hidrógeno gaseoso a TPN, ¿Cuántos moles de H2SO4 serán necesarias? 4.
Cuando la glucosa se quema en un recipiente cerrado, se producen dióxido de carbono y agua, según la siguiente ecuación: C6H12O6 (s)
+ 6O2 (g)
→
6CO2 (g) + 6H2O (l)
¿Cuántos litros de CO2 a TPN se producirán cuando se hayan quemado 1.50 kg de glucosa? 5.
Un balón de futbol con volumen constante de 2.24 L se infla con aire hasta que el medidor de presión marca 13 lb/pulg2 a 20.0°C. La masa molar del aire es aproximadamente 29 g/mol. a) b) c)
¿Cuantos moles de aire hay en el balón? ¿Qué masa de aire hay en el balón? Durante el juego, la temperatura se eleva a 30.0°C. ¿Qué masa de aire debe dejarse escapar para que la presión manométrica vuelva a su valor original?
49
ACTIVIDAD 281 Densidad y Masa Molar 1.
Un volumen de 2 L de un gas medido a CN o TPE tiene una masa de 5.71 g, determina el M (masa molecular) aproximada de dicho gas.
2.
¿Cuál es la densidad de CH4 gaseoso a 25ºC, 745 mm Hg y un volumen de 5 L?
3.
Una determinada masa de nitrógeno ocupa un volumen de 15 L en C. N., se ha expandido hasta un volumen de 22 L al variar la temperatura y la presión ¿Cuál es la densidad del gas en las nuevas condiciones?
4.
El etileno es un producto químico importante, que ocupa los primeros lugares entre los productos químicos más fabricados. Se utiliza en la obtención de plásticos. Un recipiente de vidrió pesa 40.1305 g limpio, seco y hecho el vacío; 138.2410 g cuando se llena de agua a 25ºC (densidad del agua 0.9970 g/ml); y 40.2406 g cuando se llena con gas etileno a 740.3 Torr y 24 ºC ¿Cuál es la masa molar del etileno?
5.
El mismo recipiente anterior se llena con un gas desconocido a 772 torr y 22.4ºC. El recipiente lleno con este gas pesa 40.4868 g ¿Cuál es la masa molar del gas?
6.
Una muestra de 1.27 g de óxido de nitrógeno, que puede ser NO o N2O, ocupa un volumen de 1.07 L a 25 ºC y 737 torr ¿De qué óxido se trata?
Tema 3.4 Ley de Dalton. Subtemas: 3.4.1 De las presiones parciales. Objetivos específicos •
Relacionar la presión de acuerdo a un volumen
•
Conocer la presión en una mezcla gaseosa.
ACTIVIDAD 291 Mezclas gaseosas 1.
El helio se mezcla con oxigeno gaseoso para bucear a grandes profundidades en el mar. Calcule el porcentaje en volumen de oxigeno gaseoso en la mezcla si un buzo tiene que sumergirse a una profundidad en la que la presión total es de 4.2 atm. La presión parcial del oxigeno se mantiene a 0.20 atm a esta profundidad.
2.
Una mezcla de ciclopropano y oxigeno sirve como anestésico. Si las presiones parciales del ciclopropano y el oxigeno son de 140 torr y 560
50
torr, respectivamente. Cuál es la proporción molar entre ciclopropano y el oxigeno en esta mezcla? ¿Cuál es la proporción en moléculas de cada gas? 3.
Un frasco de 8.00 L que contiene N2 a 5.00 atm se conecta a otro frasco de 3.00 L que contiene O2 a 2.00 atm y se deja que los gases se mezclen. a) Calcule la presión parcial de cada gas luego de que se mezclaron. b) Calcule la presión total de la mezcla. c) Cual es la fracción molar del nitrógeno.
4.
Un recipiente de 2.00 L se llena con Ar (g), a 752 torr y 35ºC. A continuación se le añade una muestra de 0.728 g de vapor de C6H6. ¿Cuál es la presión total en el recipiente y cuáles son las presiones parciales?
5.
¿Cuál de las siguientes acciones debería emprender para establecer una presión de 2.00 atm en una botella de gases de 2.24 L que contiene 1.6 g de oxigeno gaseoso a 32 ºF? ( ) A) añadir 1.6 g de O2 B) liberar 0.80 g de (g), O2 (g),
C) añadir 2.00 g He D) añadir 0.60 g de He (g), (g).
Tema 3.5 Propiedades de los líquidos. Subtemas: 5.5.1 Presión de vapor. 5.5.2 Viscosidad. 5.5.3 Tensión superficial. 5.5.4 Capilaridad. Objetivos específicos •
Describir algunas propiedades importantes de los líquidos: Presión vapor, viscosidad, tensión superficial y capilaridad.
ACTIVIDAD 301 Comportamiento de los líquidos 1. ¿Porqué los líquidos, cuando se comparan con los gases no se comprimen? 2.
Explique cuál es la razón por la que algunos metales en forma de láminas pueden flotar en el agua.
3.
¿Por qué el agua líquida tiene mayor densidad que el hielo?
51
4.
Si se llena un recipiente con un líquido justo por encima del borde ¿Por qué no se derrama?
5
En aquellos países donde las temperaturas en invierno son inferiores a 0°C, las tuberías que están a la intemperie se tienen que vaciar o utilizar materiales para aislarlas. ¿Explique por qué?
Tema 3.6 Ecuaciones para calcular presión vapor. Subtemas: 3.6.1 Ecuación de Antoine. 3.6.2 Ecuación de Clausius-Clapeyron. Objetivos específicos •
Determinar la presión vapor de las sustancias aplicando las ecuaciones de: Clausius-Clapeyron, de Antoine y ecuaciones empíricas.
ACTIVIDAD 311 Presión vapor en líquidos 1. El xileno es un solvente que se utiliza en la fabricación de pinturas de uso industrial. Su punto de ebullición normal es de 142°C y su calor molar de vaporización es de 42.5 kJ/mol. ¿Cuál es la presión vapor del xileno a 80°C en torr?
2.
Utilice la ecuación de Clausius Clapeyron para calcular la temperatura (°C) a la cual el agua pura hierve a la presión de 300 torr.
3. la
El isopropanol es utilizado ampliamente en la industria electrónica para limpieza de los equipos de cómputo. Su presión vapor es de 100 torr a 40°C y de 400 torr a 68°C. ¿Cuál es el calor molar de vaporización del isopropanol?
52
Tema 3.7 Cambios de fase y calores involucrados. Subtemas: 3.7.1 Cambios de fase. 3.7.2 Calor sensible y calor latente. 3.7.3 Calor específico y capacidad calorífica. 3.7.4 Diagrama de calentamiento. Objetivos específicos •
Identificar la relación que existe entre temperatura, calor y cambios de estado.
•
Definir los conceptos: punto de ebullición, punto de fusión y cambios de estado.
•
Definir los conceptos: calor sensible, calor latente, calor específico y capacidad calorífica.
•
Interpretar y construir un diagrama de calentamiento.
•
Resolver problemas que involucren el cálculo del calor involucrado en el calentamiento y cambio de fase de la materia.
ACTIVIDAD 321 Cambios de fase 1.
¿Cuánto calor (en kJ) se necesitaría para convertir 1200 g de hielo a 15°C en vapor de agua a 115°C? Los calores específicos del hielo y del vapor son 2.03 J/g-°C y 1.99 J/g-°C respectivamente.
2.
Con un mechero Bunsen se calienta el agua hasta la ebullición en un vaso de precipitados. ¿Si se añade otro mechero aumentaría el punto de ebullición del agua? Explique.
3.
Si se mezclan 20.0 g de hielo a -30°C y 20.0 g de agua a 100°C en un recipiente aislado. ¿Cuál será la temperatura final de la mezcla?
53
ANEXO B)
Ejercicios adicionales Fecha: _______________
QUÍMICA BASICA I Unidad 3 Nombre del alumno: _______________________________Grupo: _____ Nombre profesor: ________________________________NRC:______ 1.
Un barómetro indica que la presión atmosférica real es de 768.2 mm Hg. ¿Cuál es la presión? (a) Torr ________________ (b) Atm ________________ (c) KPa _______________ (d) Lb/pg2______________
2.
Una cantidad fija de un gas a temperatura constante ejerce una presión de 737 torr y ocupa un volumen de 20,500 mL. Utilice la ley de Boyle para calcular el volumen que el gas ocupará si se aumenta la presión a 1.80 atm. (a) L
________________
(b) ft 3 ________________
3.
Un globo lleno de helio ocupa un volumen de 1.50 L a 752 torr y 25°C. ¿Cuál será el volumen del globo a una presión de 438 torr si la temperatura no cambia?
4.
Una muestra de 2.650 g de un compuesto gaseoso ocupa 428 mL a 24.3ºC y 742 mm Hg. La composición porcentual del compuesto es de 15.5% C, 23% Cl y 61.5% de F ¿Cuál es su formula molecular?
5.
Las bolsas de aire de un automóvil se inflan con N2 gaseoso formado por la descomposición de azida de sodio (NaN3), de acuerdo a la siguiente ecuación: 2NaN3 (s)
2 Na (s) + 3 N2(g)
54
Suponiendo que la reacción se lleva al 100% ¿Cuántos gramos de azida de sodio se requerirán para obtener el N2 gaseoso necesario para inflar una bolsa de 30 L a 1.4 atm y 25°C? 6.
En un cilindro vacío se introducen 10 moles de amoniaco (NH3) y se lleva a cabo la reacción de descomposición de acuerdo a la siguiente ecuación: 2 NH3 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g)
La reacción sucedió al 80% Se mide la presión final del sistema y es 6 atm. Las presiones parciales para NH3, N2 y H2, serán respectivamente:
7.
El mercurio en ebullición suele usarse en las bombas de difusión para alcanzar un vacio muy alto. Se pueden alcanzar presiones muy bajas con este sistema, sin embargo los vapores de mercurio son altamente peligrosos por su toxicidad. Si el punto de ebullición del mercurio es de 357°C y el calor molar de vaporización es de 59.11 k J/mol. ¿Cuál es la presión de vapor del mercurio a 30°C?
8.
¿Cuáles de los siguientes cambios de fase son exotérmicos? a) fusión b) licuefacción c) sublimación
9.
Calcule la cantidad de calor necesario para convertir una barra de hielo de 50 kg a 0°C en agua líquida a 60°C.
10.
Suponga que necesitamos enfriar el agua de una alberca con dimensiones de 20m de longitud por 12 m de ancho por 2 m de profundidad, pero el sistema de enfriamiento se ha descompuesto y esto lo hacemos antes de que lleguen los invitados. ¿Cuántas barras de hielo de 30 kg se deben agregar a la alberca, para bajar la temperatura de 80°C a 25°C?
55
4. ESTADO SÓLIDO Y LA CIENCIA DE MATERIALES.
Objetivo General. Que el alumno comprenda la relación de la materia en estado sólido, entre estructura, procesamiento y propiedades de los materiales que permita motivar a los estudiantes de ingenierías para que estudien y comprendan la ciencia de materiales.
Tema 4.1
Estado sólido
Relacionar las propiedades físicas macroscópicas de los sólidos cristalinos con su morfología y estructura cristalográfica. Subtemas: 4.1.1 Clasificación del estado sólido. 4.1.2 Celda unitaria y red cristalina. 4.1.3 Sistemas cristalográficos. 4.1.4 Principales propiedades físicas de los sólidos cristalinos. 4.1.5 Principales aplicaciones de los sólidos cristalinos. Objetivos específicos •
Definir el estado sólido y sus propiedades físicas generales
•
Clasificar a los sólidos como amorfos y cristalinos
•
Explicar los conceptos de celda unitaria y red cristalina
•
Diferenciar a los sistemas cristalográficos
•
Explicar los sistemas cristalográficos cúbicos y hexagonales
•
Investigar y relacionar las propiedades físicas de los sólidos cristalinos (dureza, resistencia al impacto, resistencia a la tensión, resistencia a la flexión,
termo
fluencia,
pureza,
densidad,
conductividad,
superconductividad, semiconductividad, etc.) con la estructura de dichos materiales. •
Investigar algunas aplicaciones interesantes de los sólidos cristalinos, fundamentando dicha investigación con las leyes cristalográficas.
56
ACTIVIDAD 33 Clasificación del estado sólido Contestar las siguientes preguntas 1. ¿Qué diferencia hay entre un sólido amorfo y uno cristalino? De un ejemplo de sólido amorfo. 2.
Identifique cuales de los siguientes sólidos tienen estructura amorfa a. Cuarzo b. Diamante c. Papel d. Sal de mesa e. Hule f. Vidrio
3.
¿Cuáles de las siguientes propiedades distinguen a los sólidos cristalinos de los sólidos amorfos?3. a. Ordenamiento de átomos de largo alcance b. Simetría de los átomos c. Transparencia, solidez y facilidad para darle forma en láminas grandes d. Elasticidad e. Presentan puntos de fusión fijos.
ACTIVIDAD 34 Celda unitaria, red cristalina y sistemas cristalográficos. 1.
Defina los siguientes términos: sólido cristalino, punto reticular, celda unitaria, número de coordinación, empaquetamiento compacto.
2.
Dibuje las celdas unitarias de los siguientes arreglos cristalinos: cubico simple, cúbico cara centrada, cúbico cuerpo centrado. ¿Cuál de estas estructuras daría la densidad más alta para el mismo tipo de átomos? ¿Cuál daría la densidad más baja?
3.
¿Cuál es el número de coordinación de cada esfera en una celda cúbica simple y en una celda cúbica centrada en las caras? Suponga que todos los átomos son iguales.
4.
El hierro metálico cristaliza en una red cúbica. La longitud de la arista de la celda unitaria es de 287 pm. La densidad del hierro es de 7.87 g/cm3. ¿Cuántos átomos de hierro hay dentro de una celda unitaria?
5.
El europio cristaliza en una red cúbica centrada en el cuerpo (los átomos de Eu ocupan únicamente los puntos reticulares). La densidad de Eu es de 5.26 g/cm3. Calcule la longitud de la arista en la celda unitaria en pm.
57
ACTIVIDAD 35 Propiedades físicas y aplicaciones de los sólidos cristalinos 1.
Describa y de ejemplos de los siguientes tipos de cristales a. Iónicos b. Covalentes c. Moleculares d. Metálicos
2.
¿Porque los metales son buenos conductores del calor y de la electricidad? ¿Por qué la capacidad de un metal para conducir la electricidad disminuye con el aumento de temperatura?
3.
Un sólido es muy duro y tiene un punto de fusión alto. Ni el sólido ni su forma fundida conducen la electricidad. Clasifique el sólido.
4.
Clasifique el estado sólido de las siguientes sustancias como cristales iónicos, covalentes, moleculares o metálicos: e. Mg a. CO2 b. B12 f. SiO2 c. S8 g. LiCl d. KBr h. Cr Cristales
Cristales
Cristales
Cristales
iónicos
Covalentes
Moleculares
metálicos
Tema 4.2
Ciencia e ingeniería de materiales
Identificar el campo de estudio de la ciencia de materiales y los distintos tipos de materiales según su función y su estructura. Subtemas: 4.2.1 ¿Qué es la ciencia e ingeniería de materiales? 4.2.2 Clasificación de los materiales. 4.2.3 Clasificación funcional de los materiales. 4.2.4 Clasificación de los materiales con base en su estructura. Objetivos específicos •
Conocer el desarrollo histórico de la ciencia de materiales.
58
•
Clasificar los materiales según su función y su estructura.
•
Identificar la aplicación de los diferentes tipos de materiales.
•
Comprender la diferencia entre materia y material.
ACTIVIDAD 36 Ciencia e ingeniería de materiales 1.
Define ciencia e ingeniería de materiales.
2. d)
Define los siguientes términos: a) composición, b) estructura, c) síntesis, procesamiento y e) microestructura.
3.
Explica la diferencia entre ciencia e ingeniería de materiales.
4.
Desea separar físicamente diversos materiales en una planta de reciclado de chatarra. Describa algunos métodos que se pueden usar para separar materiales como polímeros, aleaciones de aluminio y aceros entre sí.
5.
¿Que propiedades debe poseer la cabeza de un martillo de carpintero? ¿Cómo fabricaría dicha cabeza?
6.
Suponga que desea instalar una fábrica de clips y debe elegir el metal para fabricarlos, ¿utilizaría acero al carbón?
Tema 4.3 Estructura atómica Comprender
la
relación
entre
la
microestructura
y
la
macroestructura de los diversos materiales al conocer la estructura atómica y la estructura cristalina. Subtemas: 4.3.1 La estructura de los materiales. 4.3.2 La estructura del átomo. 4.3.3 La estructura electrónica del átomo. 4.3.4 La tabla periódica y las propiedades periódicas de los elementos
59
4.3.5 Enlaces químicos. ACTIVIDAD 37 Estructura de los materiales 1.
¿Qué significa el término composición de un material?
2.
¿Qué significa el término estructura de un material?
3.
¿Cuáles son los diferentes niveles de estructura de un material?
5. ¿Cuál es la diferencia entre microestructura y macroestructura de un material? ACTIVIDAD 38 Modelos atómicos INSTRUCCIONES: Formar equipos de trabajo que consten de 2 ó 3 alumnos Redactar y escribir en computadora un ensayo que conste de los siguientes puntos: I. Carátula de presentación II. Introducción III. Desarrollo del ensayo que incluya la siguiente investigación: 1. ¿Cuáles son los 4 postulados de la teoría atómica de John Dalton? 2. ¿Cuál Ley de la combinación en Química se explica en el postulado 4 de Dalton? 3. ¿Cuál Ley fundamental en Química se explica en el postulado 3 de Dalton? 4. ¿A cuál científico se le reconoce como el “descubridor” de los electrones? 5. ¿Cuál es la relación carga eléctrica-masa de un electrón? 6. ¿Cuál científico calculó la masa de un electrón? 7. ¿Cuál es la masa de un electrón? 8. ¿Cuál científico “descubrió” la radiactividad? 9. ¿Qué significa radiactividad? 10. Un campo eléctrico no desvía los rayos gamma (γ) con base a esta observación ¿qué se puede concluir? 11. ¿Por qué los rayos alfa (α) y beta (β) se desvían en direcciones opuestas en un campo eléctrico?
60
IV. V.
12. ¿Cuáles son las características del modelo atómico “pudín de pasas” de Thomson? 13. Cuando Rutherford bombardeo una laminilla de oro con partículas alfa observó que: 14. La gran mayoría de las partículas atravesaban directamente la laminilla sin desviarse 15. Pocas partículas mostraban una desviación ligera 16. Algunas partículas rebotaban 17. ¿Cómo se relaciona cada una de estas observaciones con el modelo atómico que Rutherford propuso? 18. ¿Por qué el modelo atómico de Rutherford es más congruente con los resultados de su experimento de dispersión de partículas alfa, que el modelo de “pudín de pasas” de Thomson? 19. ¿Cuál científico “descubrió” los protones? 20. ¿Cuál científico “descubrió” los neutrones? Conclusiones personales sobre la investigación Bibliografía
ACTIVIDAD 39 Enlaces químicos Clasificar las siguientes sustancias como: compuestos moleculares ó compuestos iónicos Identificar cada uno de los enlaces como: iónicos (I), covalentes polares (CP) y covalentes no polares (CNP) KCl MgO NaCl H 2O C2H6 NH3 SiH4
__________, KBr ______________ __________, O2 ______________ __________, HCl ______________ __________, CCl4 _____________ __________, C6H6 _____________ __________, H2S ______________ __________, CH4 ______________
Tema 4.4 Arreglos atómicos e iónicos Explicar la clasificación de los materiales con base en los arreglos atómicos o iónicos y describir los arreglos en los sólidos cristalinos de acuerdo con las estructuras de red, base y cristalina. Subtemas: 4.4.1 Orden de corto alcance y orden de largo alcance. 4.4.2 Materiales amorfos. 4.4.3 Redes, celdas unitarias, bases y estructuras cristalinas. 4.4.4 Puntos, direcciones y planos en la celda unitaria. 4.4.5 Sitios intersticiales. 4.4.6 Estructuras cristalinas y covalentes.
61
Objetivos específicos •
Identificar las cuatro clases de arreglos atómicos e iónicos como son: sin orden, orden de corto alcance, orden de largo alcance y cristales líquidos.
•
Explicar los principios y aplicaciones tecnológicas de los materiales amorfos.
•
Describir los conceptos de redes, celdas unitarias, bases y estructuras cristalinas.
•
Identificar los sistemas cristalinos.
•
Definir los parámetros de red en la celda unitaria.
•
Localizar puntos en la red o celda unitaria.
•
Identificar direcciones y planos en la celda unitaria.
•
Comprender el comportamiento isotrópico y anisotropico de los materiales.
•
Conocer la presencia de sitios intersticiales en las estructuras cristalinas.
•
Identificar las estructuras cristalinas de los materiales iónicos.
•
Identificar las estructuras cristalinas de materiales con enlace covalente.
•
Conocer las técnicas de difracción para el análisis de estructuras cristalinas.
ACTIVIDAD 40 Arreglos atómicos e iónicos 1.
¿Qué es un monocristal?
2.
¿Por qué algunos materiales tienen estructura amorfa?
3.
Defina los términos de red, celda unitaria, base y estructura cristalina.
4.
Explique la importancia de las direcciones cristalográficas.
5.
Defina que es un sitio intersticial.
62
Tema 4.5 Imperfecciones en los arreglos atómicos e iónicos. Investigar la naturaleza y efecto de los diversos tipos de defectos en los arreglos cristalinos. Subtemas: 4.5.1 Defectos puntuales. 4.5.2 Dislocaciones. 4.5.3 Importancia de las dislocaciones. 4.5.4 Defectos superficiales. 4.5.5 Importancia de los defectos. Objetivos específicos •
Conocer los defectos puntuales que se presentan en los arreglos atómicos o iónicos.
•
Identificar los tipos de dislocaciones y su efecto en las propiedades mecánicas.
•
Comprender la importancia de las dislocaciones en los arreglos cristalinos y la influencia de la estructura cristalina.
•
Describir los diferentes tipos de defectos superficiales presentes en los arreglos cristalinos.
•
Conocer la importancia de los defectos extendidos y puntuales en la determinación de las propiedades mecánicas, eléctricas, ópticas y magnéticas de los materiales diseñados.
ACTIVIDAD 41 Defectos en los arreglos cristalinos. 1.
¿Qué hace al acero mucho más duro y resistente que el hierro puro?
2.
Explique la importancia de las dislocaciones en los metales y las aleaciones.
3.
Describa que es un defecto puntual y como se clasifican.
4. ¿Qué significan los términos deformación plástica y deformación elástica?
63
Tema 4.6 Movimientos de átomos e iones en los materiales Examinar los principios y las aplicaciones de la difusión en los materiales. Subtemas: 4.6.1 Aplicaciones de la difusión en estado sólido. 4.6.2 Mecanismos de la difusión. 4.6.3 Factores que afectan la difusión. 4.6.4 Difusión y procesamiento de materiales.
Objetivos específicos •
Conocer las aplicaciones de la difusión de átomos, iones y moléculas para producir composiciones homogéneas y uniformes que producen materiales termodinámicamente estables.
•
Aprender los mecanismos de la difusión con ejemplos de varias tecnologías que dependen de la difusión de átomos, iones o moléculas.
•
Identificar los factores que afectan la difusión y su efecto como la temperatura y el gradiente inicial de concentraciones.
•
Describir ejemplos específicos de difusión en la síntesis y procesamiento de materiales.
ACTIVIDAD 42 Difusión en el estado sólido 1.
Explique los factores que afectan la difusión.
2.
Mencione las formas en que se lleva a cabo la difusión en sólidos.
3.
Describa algunos métodos de procesamiento de materiales por difusión.
Tema 4.7 Propiedades y comportamiento mecánico. Subtemas: 4.7.1 Importancia tecnológica. 4.7.2 Terminología de las propiedades mecánicas. 4.7.3 El ensayo de tensión. 4.7.4 El ensayo de flexión. 4.7.5 Dureza de los materiales. 4.7.6 Ensayo de impacto. 64
4.7.7 Mecánica de la fractura. 4.7.8 Ensayo de fatiga. Objetivos específicos •
Conocer los principios básicos asociados con las propiedades mecánicas y su importancia tecnológica.
•
Identificar la terminología de las propiedades mecánicas.
•
Comprender el ensayo de tensión y los parámetros asociados.
•
Describir el ensayo de flexión y su importancia en los materiales.
•
Determinar la dureza de los materiales.
•
Conocer los distintos tipos de ensayo de impacto.
•
Identificar la mecánica de la fractura.
•
Comprender el ensayo de fatiga y los factores que influyen en ella.
ACTIVIDAD 43 Propiedades mecánicas 1.
Defina los términos esfuerzo y deformación.
2.
Defina modulo de elasticidad.
3.
¿Por qué es importante el ensayo de resistencia a la flexión?
4.
Mencione los tipos de ensayo de dureza conocidos.
5.
¿Es lo mismo resistencia al impacto que a la fractura?
65
ANEXO B)
Ejercicios adicionales Fecha: _______________
QUÍMICA BASICA I Unidad 4 Nombre del alumno: _______________________________Grupo: _____ Nombre profesor: ________________________________NRC:______ 1.
Mencione tres ejemplos de sólidos cristalinos y tres de sólidos amorfos.
2.
El Si cristalino tiene una estructura cúbica. La longitud de la arista de la celda unitaria es de 543 pm. La densidad del sólido es de 2.33 g/cm3. Calcule el número de átomos de Si en cada celda unitaria.
3.
Describa las propiedades físicas de los metales que los distinguen de otros sólidos cristalinos.
4.
¿Qué tipos de fuerzas de atracción existen entre las partículas de a) cristales moleculares, b) cristales de red covalente y c) cristales iónicos?
5.
Identifica al menos 2 partes de un automóvil que corresponden a cada tipo de material según la clasificación de la ciencia de materiales.
6.
Explica porque los defectos en los sólidos cristalinos afectan las propiedades mecánicas.
7.
¿Menciona porque los metales policristalinos presentan limites de grano?
8.
Describa como se mejoran las propiedades mecánicas de los aceros al ser tratados mediante carburizado.
9.
¿Por qué es importante conocer el comportamiento mecánico en propiedades de tracción o compresión de los materiales?
10.
Explique en consiste la resistencia a la fatiga de los materiales.
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