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Manual de Química General

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MANUAL DE QUÍMICA GENERAL Teórico, Ejercicios y Prácticos de Laboratorio


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MANUAL DE QUÍMICA GENERAL Teórico, Ejercicios y Prácticos de Laboratorio

Romina A. Bracciaforte

Diego Echenique


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© 2014 Editorial Brujas 1° Edición. Impreso en Argentina )3". Queda hecho el depósito que marca la ley 11.723. Ninguna parte de esta publicación, incluido el diseño de tapa, puede ser reproducida, almacenada o transmitida por ningún medio, ya sea electrónico, químico, mecánico, óptico, de grabación o por fotocopia sin autorización previa.

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Dedicatoria

Esta obra ésta dedicada a los futuros alumnos y a los investigadores que necesiten hacer uso de esta herramienta. Si a las personas que utilicen este libro les resulta provechoso, entonces habremos alcanzado nuestro objetivo y nos sentiremos satisfechos.

Los autores


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Contenido breve:

Capítulo 1: Introducción a la química. Capítulo 2: Sistemas materiales. Capítulo 3: Propiedades de los gases. Capítulo 4: Propiedades de los líquidos. Capítulo 5: Propiedades de los Sólidos. Capítulo 6: Teoría cuántica – Estructura Electrónica de los átomos. Capítulo 7: Propiedades Periódicas de los elementos. Capítulo 8: Enlace Químico. Capítulo 9: Estequiometria. Capítulo 10: Compuestos Inorgánicos Capítulo 11: Soluciones Químicas. Capítulo 12: Equilibrio de Fases Capítulo 13: Cinética Química


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Contenido: 1. Prologo 2. Agradecimientos 3. CAPÍTULO 1: Introducción al Estudio de la Química

- Definición de química - Historia de la química - La química como ciencia del siglo XXI Ejercicios de aplicación

4. CAPÍTULO 2: Sistemas Materiales - - - - -

Estados de la Materia Sustancias Puras y Mezclas Elementos y compuestos Propiedades Físicas y Químicas Tipos de Mezclas

Ejercicios de aplicación

5. CAPÍTULO 3: Propiedades de los Gases - - - - - - - - - - - - - -

Los Gases Presión Gaseosa – Presión Atmosférica Temperatura Absoluta Teoría Cinética de los Gases Ley de Boyle Mariotte – Presión y Volumen Ley de Charles – Presión y Temperatura Ley de Gay Lussac – Volumen y Temperatura Ley Combinada de los Gases Ley de Avogadro – Volumen y Moles de los Gases Ecuación de los Gases Ideales Ley de las Presiones Parciales Difusión de los Gases Gases Reales Estado Crítico – Temperatura Crítica



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6. CAPÍTULO 4: Propiedades de los Líquidos - - - - - - - - -

Los Líquidos Viscosidad Índice de Refraccion Tensión Superficial Constante Dielectrica Vaporización – Condensación Punto de Ebullición Calor de Vaporización El Agua: Una Molecual Extraña Ejercicios de aplicación

7. CAPÍTULO 5: Propiedades de los Sólidos

- - - - - -

Los sólidos Sólidos Cristalinos – Sustancias Amorfas Tamaño y fórmula de los Cristales Sustancias Isomorfas – Sustancias Polimorfas Defecto de los Cristales Tipos de Sólidos: Cristales Iónicos – Cristales Molecualers – Cristales Metálicos - Estructura Cristalina - Difracción de los Rayos X Ejercicios de aplicación

8. CAPÍTULO 6: Teoría Cuántica - Estructura electrónica de los Átomos - - - - - - - - - - - - -

Elementos Los átomos Número Atómico – Número Másico – Isótopos El Espectro Electromagnético Teoría Cuántica de Planck Teoría Atómica de Bohr del Átomo de Hidrógeno Dualidad Onda Partícula Mecánica Cuántica Números Cuánticos – Orbitales Atómicos Configuraciones electrónicas Principio de Exclución de Pauli – Regla de Hund Efectos Pantalla de los Electrones de Átomos Polielectrónicos Estructuras de Lewis – Configuración Electrónica Simplificada


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9. CAPÍTULO 7: Propiedades Periódicas de los elementos

- La Tabla Periódica - Estructura Elecrtónica y Tabla Periódica - Propiedades Periódicas Radio Atómico Tamaño Iónico Energia de Ionizacion - Hidrógeno - Grupo I A: Metales Alcalinos - Grupo II A: Metales Alcalinoterreos - Grupo III A: Terreos - Grupo IV A: La Familia del Carbono - Grupo V A: Nitrogenados - Grupo VI A: Familia del Oxígeno - Grupo VII A: Los Halógenos - Grupo VIII A: Los Gases Nobles - Grupo B: Los Metales de Transición - Metales de Transición Interna Ejercicios de aplicación

10. CAPÍTULO 8: Enlace Químico - - - - - - - - - -

Definición de Enlace Químico Enlace Iónico Enlace Covalente Enlace Metálico Características de los Enlaces Químicos Estructuras de Lewis Estructuras de Resonancia Geometria Molecular Momento Dipolar Fuerzas Intermoleculares


11. CAPÍTULO 9: Estequiometria

- Definicion de Estequiometria - Reacciones Químicas y Ecuaciones Químicas


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Ecuaciones Balanceadas Leyes Gravimétricas Leyes Volumétricas Concepto de Mol Ecuaciones Qíimicas – Información que Proporcionan Reactivo Limitante Rendimiento de Reacción Espectometro de Masas Atómicas y Moleculares Ejercicios de aplicación

12. CAPÍTULO 10: Compuestos Inorgánicos - - - - - - - - - - - - - - -

Nombres Comunes y Nombres Sistemáticos Elementos y sus Iones Valencia de un Elemento Esquema de Función de compuestos Inorganicos Óxidos Básicos Óxidos Ácidos Óxidos Neutros y Anfóteros Oxácidos Reacciones de los Óxidos Anfóteros Hidruros Metalicos Hidruros No Metálicos Sales Sales Ácidas y Básicas Peróxidos y Superóxidos Tabla de Aniones y Cationes Ejercicios de aplicación

13. CAPÍTULO 11: Soluciones Químicas - - - - - - -

Definición de Soluciones Tipos de Soluciones Unidades de Concentración Solubilidad Soluciones Ideales – Propiedades Coligativas Disoluciones de Gases en Líquidos – Ley de Henrry Soluciones no Ideales Ejercicios de aplicación


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14. CAPÍTULO 12: Equilibrio de Fases - - - - -

Cambios de Fase Curvas de Calentamiento y Enfriamiento Estados de Equilibrio Energética de los Cambios de Fase Diagramas de Fase

Ejercicios de aplicación 15. CAPÍTULO 13: Cinética Química - - - - -

Velocidad de Reacción: Teoría de las Colisiones Factores que Gobiernan las velocidades de Reacción Reacciones Reversibles y Equilibrio Principio de Le Chatelier Constante de Equilibrio Ejercicios de aplicación

16. RESOLUCIÓN DE EJERCICIOS

17. TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO

- Normas Generales de Trabajo en Laboratorio - Trabajo Práctico de Laboratorio 1: Introducción al Trabajo de Laboratorio. - Trabajo Práctico de Laboratorio 2: Técnicas más utilizadas en el Laboratorio - Trabajo

Práctico

de

Laboratorio

3:

Métodos

de

Separación

y

Fraccionacionamiento de Mezclas. - Trabajo Práctico de Laboratorio 4: Cálculo de Densidad - Trabajo Práctico de Laboratorio 5: Formación de cristales - Trabajo Práctico de Laboratorio 6: Preparación y Reconocimiento de Compuestos Inorgánicos. - Trabajo Práctico de Laboratorio 7: Reacciones Químicas


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- Trabajo Práctico de Laboratorio 8: Solubilidad - Trabajo Práctico de Laboratorio 9 Soluciones - Trabajo Práctico de Laboratorio 10: Factores que Modifican la Velocidad de una Reacción Química. - Trabajo Práctico de Laboratorio 11: LLuvia de Oro


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Prólogo

La química comprende el estudio de la materia y los cambios que ocurren en ella, constituye una de las ciencias básicas que proviene de la evolución de la alquimia. En resumidas cuentas, todo a nuestro alrededor es química; bienvenidos a este maravilloso mundo. Esta obra es una introducción al estudio de la química y sus aplicaciones prácticas. Está dirigido a alumnos de grado y cursos relacionados con el área de la química, por ello, tiene como objetivo hacer un recorrido a través de la química general desde sus orígenes hasta la actualidad, destacando los conceptos básicos, con ejercicios de aplicación y trabajos prácticos. Considerando que el alumno o lector ha de ser un sujeto activo y responsable en su formación cada vez más gestor de su aprendizaje, esta obra presenta conceptos básicos y desarrolla los métodos de análisis útiles para la descripción y estudio de fenómenos químicos así como la toma de decisiones acerca de sus comportamientos. Si bien la química es una materia fundamental en la ciencia, en la biología, en la medicina, etc., que permite dar informaciones objetivas en todas las áreas disciplinarias, este libro contiene todas sus aplicaciones, ejemplos y ejercitación en este campo de estudio. En esta oportunidad se presentan los temas de forma gradual y secuenciada especificando las hipótesis necesarias y razonando los procedimientos y su aplicación en el laboratorio. Se intercalan ejemplos y ejercicios resueltos ayudando a comprender los fenómenos químicos que interviene e identificar la herramienta que facilite la realización e interpretación del resultado. Este libro está dividido en trece capítulos, siendo el primero un recorrido histórico desde el origen del hombre con sus ansias por comprender y explicar el mundo que lo rodea y la aparición de la química como ciencia; el segundo, tercer, cuarto y quinto capítulo explican la materia desde una visión macroscópica, comprendiendo y entendiendo los diferentes estados de la materia que nos rodea. El capítulo seis nos invita a adentrarnos en la materia, objeto de estudio de la química, para comprenderla desde su composición atómica y molecular. El capítulo siete, desarrolla la Tabla Periódica como herramienta fundamental de los químicos y su campo de acción, en esta sección aprendemos a comprenderla, manejarla e interpretarla. El capítulo ocho desarrollamos los enlaces químicos, realizando una descripción detallada de cada uno de ellos y haciendo una comparación con los estados de la materia antes vistos. El capítulo nueve se desarrollan los conceptos


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básicos de estequiometria química; el capítulo diez hace especial énfasis en que el estudiante pueda nomenclar los principales compuestos inorgánicos; el capítulo once muestra las soluciones como hacer fundamental en la práctica de la química, destacando la preparación de las mismas en el laboratorio. Por ultimo esta obra dedica dos capítulos a la introducción a los conceptos más importantes del equilibrio de fases y la cinética química. Como autores deseamos agradecer a todas las personas que han motivado esta obra y contribuido con su elaboración, comenzando con los alumnos de grado de los distintos niveles secundarios, terciarios y universitarios; este libro nació por ellos y en virtud de nuestra experiencia docente y de investigación es por ellos que lo concebimos. Por ultimo estamos muy agradecidos a todos aquellos que deseen remitirnos sus opiniones, sugerencias o comentarios.

Los autores


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Agradecimientos

En lo personal deseo agradecer especialmente a mis padres por darme la vida y la grandiosa posibilidad de estudiar. A mi hermana por acompañarme siempre, a mis cuatro abuelos por ser el mejor regalo que he tenido en esta vida. A mis profesores que me formaron en todos los niveles no solo en conocimientos, sino también en valores brindándome siempre lo mejor de ellos. A todos y cada uno de los que fueron parte de este sueño… Romina

Agradezco a mis padres que me han dado todo en esta vida, a mis cuatro hermanos por estar siempre y apoyarme. A mis amigos que son mi gran familia….y a todos aquellos que son parte de mi vida……

Diego


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CAPÍTULO 1: INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA


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INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA 1- DEFINICIÓN DE QUÍMICA

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2- HISTORIA DE LA QUÍMICA 2.1- EL USO DEL FUEGO Los primeros seres humanos comenzaron a servirse de la naturaleza tal como la encontraban: el hueso de un animal podía convertirse en un arma, una piedra podía modificarse y transformarse en una vasija. Los hombres primitivos observaban que la naturaleza a su alrededor cambiaba: un rayo podía incendiar un bosque y reducirlo a cenizas, la carne podía estropearse y oler mal, el jugo de frutas podía agriarse con el tiempo o convertirse en una bebida estimulante. Con el descubrimiento del fuego el hombre logra comenzar a beneficiarse deliberadamente de algunos fenómenos químicos y se transforma en un químico práctico, ideando métodos para lograr transformaciones a través del fuego que facilitaran su vida cotidiana: acondicionar la madera para que se combine con el aire a un velocidad suficiente para obtener luz y calor, cocinar los alimentos modificando su color, sabor y textura, modificar a través del calor la estructura del barro para obtener ladrillos o vasijas, descubrió la cerámica y el vidrio.


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2.2- LOS GRIEGOS Los filósofos griegos, a través de planteos filosóficos llegaron a la conclusión de que la tierra estaba formada por unos cuantos elementos o sustancias básicas. En el año 430 A.C., Empédocles de Agriento estableció que estos elementos eran cuatro: ƚŝĞƌƌĂ͕ ĂŝƌĞ͕ ĂŐƵĂ Ǉ fuego. Aristóteles agrega un quinto elemento: el éter representado por el cielo. Los griegos creían que el resto de las sustancias estaban formadas por combinaciones de estos elementos en diferentes proporciones.

También a través del razonamiento, Demócrito de Abdera (450 A.C.) establece que la materia es discontinua y que puede subdividirse indefinidamente hasta llegar a un punto en que las partículas sean indivisibles. A estas partículas las llamó átomos. Sugiere que las sustancias están compuestas por diferentes átomos y que cuando se transforman se producen reordenamientos de estos átomos .

Tales de Mileto en el 600 A.C descubrió una resina llamada ámbar que atraía hilos, plumas o pelusas cuando se frotaba y la llamó elektron. Si bien la filosofía griega despertó el interés por el estudio de estas teorías, no se basó en la experimentación sino en el razonamiento y las especulaciones. 2.3- LOS ÁRABES En el año 670 D.C., cuando los árabes sitiaron Constantinopla, fueron derrotados por el «fuego griego», una mezcla química que ardía con gran desprendimiento de calor sin poder apagarse con agua, y que destruyó los barcos de madera de la flota árabe. Según la tradición la mezcla fue preparada por Callinicus, un practicante de khemeia que había huido de su Egipto natal ante la llegada de los árabes. En árabe khemeia se convirtió en al-ŬşŵŝǇĂ. Finalmente la palabra se adoptó en Europa como alquimia, y los que trabajaban en este campo eran llamados alquimistas. Debemos al desarrollo de la alquimia de los árabes términos como: alambique, álcali, alcohol, garrafa, nafta, circón y otros. Entre los años 750 a 1258 surge en Arabia una escuela de farmacia. El filósofo y científico árabe Abú Musa al-Sufi crea el primer tratado de química que se conoce. Los alquimistas árabes trabajaron con oro y mercurio, arsénico y azufre, sales y ácidos, y se familiarizaron con una amplia gama de lo que actualmente llamamos reactivos químicos. Ellos


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creían que los metales eran cuerpos compuestos, formados por mercurio y azufre en diferentes proporciones. El alquimista árabe ar Razí (850-923), clasificó a los materiales usados por el alquimista en cuerpos (a los metales): piedras, vidrio, sales, etc. Y espíritus: mercurio, azufre, amoníaco, etc. El real objetivo de éstos alquimistas era el de producir oro por medio de reacciones catalíticas de ciertos elementos. Las reacciones químicas se explicaban en términos de cambios en las cantidades de esos principios dentro de las sustancias materiales. 2.4- LOS HINDÚES Y LOS CHINOS Los chinos e hindúes planteaban la relación entre el oro y la larga vida. La alquimia de la medicina y la inmortalidad eran los principales intereses de los hindúes.

El libro alquímico chino más famoso es el Tan chin yao chuen (grandes secretos de la alquimia), probablemente escrito por Sun Ssu-miao (581-673 d.C.), y es un tratado práctico en la creación de elixires (mercurio, azufre y las sales de mercurio y arsénico son prominentes) para lograr la inmortalidad, plantea otras sustancias para la cura de enfermedades y la fabricación de piedras preciosas. Uno de los descubrimientos químicos más grandes fue la pólvora desarrollada en China (mezcla de salitre, azufre y carbón). Los chinos la conocían desde mucho antes que en occidente aunque estos la usaban para hacer fuegos artificiales. La pólvora llegó a Europa en el Siglo 13. 2.5- LA ALQUIMIA EN LA EDAD MEDIA Los alquimistas de la edad media creían que para lograr la transmutación de metales como el plomo, sin gran valor, en oro o plata había que agregar y combinar una cantidad justa de Mercurio para lograr la transmutación. Por otro lado también pensaban que para que esta reacción se produzca tendría que ocurrir en presencia de un catalizador al que se llamó piedra filosofal. La historia de la alquimia es básicamente la búsqueda de este catalizador.

La alquimia comenzó a ponerse de moda en occidente a mediados del siglo 12, época en la cual fue traducida del árabe al latín la obra conocida con el nombre de Turba philosophorum (la turba de filósofos). Las traducciones del árabe aumentaron progresivamente y suscitaron en el siglo 13 una extraordinaria boga literaria de la alquimia.


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Los alquimistas consideraron los metales como cuerpos compuestos, resultantes de 2 propiedades comunes: el mercurio, que era lo metálico, y el azufre, que era lo combustible. Posteriormente consideraron un tercer principio, la sal, identificada con la solidez y la solubilidad. Estos principios alquimistas sustituyeron durante la Edad Media a los elementos de la filosofía griega. Los alquimistas confundidos con magos y brujos, sufrieron persecución por parte de las autoridades religiosas. Tratando de explicar las diversas propiedades de las sustancias, los alquimistas atribuyeron dichas propiedades a determinados elementos, que añadieron a la lista. Identificaron el mercurio como el elemento que confería propiedades metálicas a las sustancias, y el azufre, como el que impartía la propiedad de la combustibilidad. Según aquellos alquimistas, una sustancia puede transformarse en otra simplemente añadiendo y sustrayendo elementos en las propiedades adecuadas. Un metal como el plomo, por ejemplo, podía transformarse en oro agregándole una cantidad exacta de mercurio. Los alquimistas descubrieron sustancias mucho más importantes que el oro, tales como los ácidos minerales y el fósforo. Los ácidos minerales: nítrico, clorhídrico y, especialmente sulfúrico; introdujeron una verdadera revolución en los experimentos de la alquimia. Éstas sustancias eran ácidos mucho más fuertes que el más fuerte conocido hasta entonces (el ácido acético o vinagre), y con ellos podían descomponerse las sustancias, sin necesidad de emplear altas temperaturas ni recurrir a largos períodos de espera. Los trabajos de los alquimistas de la Edad Media, aunque infructuosos en el descubrimiento de la piedra filosofal y del elixir de la larga vida, y por tanto estériles, produjeron indudables progresos en la química de laboratorio, puesto que prepararon nuevas sustancias, inventaron aparatos útiles y desarrollaron técnicas empleadas más tarde por los químicos. Desde el punto de vista metodológico, se debe a los alquimistas una operación fundamental en química: la operación de pesar. Sus filtros exigían una dosificación minuciosa de los ingredientes que se mezclaban: así en sus laboratorios "fáusticos", los alquimistas elaboraron lo que más tarde iba a ser el ŵĠƚŽĚŽ cuantitativo. 2.6- EL FINAL DE LA ALQUIMIA En el año 1543 se publicaron dos libros revolucionarios. Uno de ellos había sido escrito por un astrónomo polaco, Nicolás Copérnico (1473-1543), quien mantenía que la Tierra no era el centro del universo, como habían dado por sentado los astrónomos griegos, sino que lo era el Sol. El otro libro estaba escrito por un anatomista flamenco, Andreas Vesalius (1514-1564), quien trazó la ĂŶĂƚŽŵşĂ ŚƵŵĂŶĂ ĐŽŶ ƵŶĂ ĞǆĂĐƚŝƚƵĚ sin precedentes. Se basaba en observaciones del propio Vesalius y rechazaba muchas de las creencias que databan de las antiguas fuentes griegas. Este derrocamiento simultáneo de la astronomía y la biología griegas marcó el comienzo de la Revolución Científica. El nuevo espíritu hizo acto de presencia en los trabajos de dos médicos contemporáneos, uno alemán, Georg Bauer (1494-1555), y otro suizo, Teophrastus Bombastus von Hohenheimm (1493-1591). Bauer es más conocido como Agrícola, se interesó en la mineralogía por su posible conexión con los fármacos. Escribió un libro sobre metalúrgica (“De Re Metalúrgica”, 1556) donde se reúnen todos los conocimientos prácticos de los mineros de la época. Este libro es el más importante trabajo sobre tecnología química anterior al 1700, estableció la mineralogía como ciencia.


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En cuanto a von Hohenheim, es más conocido por su auto seudónimo Paracelso, representó un desplazamiento del centro de interés de la alquimia, el oro, hacia la medicina. Paracelso mantenía que el fin de la alquimia no era el descubrimiento de técnicas de transmutación, sino la preparación de medicamentos que curasen las enfermedades. En la antigüedad lo más frecuentemente usado para estos fines eran las preparaciones con plantas, pero Paracelso estaba sinceramente convencido de la eficacia de los minerales como fármacos.

El alquimista alemán Andreas Libau (aproximadamente 1540-1616), más conocido como Libavius, publicó una Alquimia en 1597. Este libro era un resumen de los logros medievales en alquimia, y puede considerarse como el ƉƌŝŵĞƌƚĞǆƚŽĚĞƋƵşŵŝĐĂĚĞŶŽŵďƌĞĐŽŶŽĐŝĚŽ, pues estaba escrito con claridad y sin misticismo. Libavius fue el primero en describir la preparación del ácido clorhídrico, tetracloruro de estaño y sulfato amónico. También describió la preparación del agua regia, una mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico cuyo nombre viene de su capacidad para disolver el oro. Incluso sugirió que las sustancias minerales pueden reconocerse por la forma que adoptan los cristales originados al evaporarse sus soluciones. Sin embargo, estaba convencido de que la transmutación era posible, y de que el descubrimiento de métodos para fabricar oro era un importante fin del estudio de la química. Más tarde, un químico alemán, Johann Rudolf Glauber (1604-68), descubrió un método para preparar ácido clorhídrico por medio de la acción del ácido sulfúrico sobre la sal común obteniendo como residuo, el sulfato sódico (“sal de Glauber”). Advirtió su actividad laxante y la llamó “sal mirabile” (sal maravillosa) y la consideró como un curalotodo, casi el elixir de la vida. Glauber se dedicó a la fabricación de este compuesto, así como de otros que consideró de valor medicinal y que también resultaron ser de gran valor como modo de ganarse la vida. La realidad económica demostró que había demasiado de útil y provechoso en el conocimiento de los minerales y las medicinas como para perder el tiempo tratando de obtener el oro. De hecho, en el curso del siglo XVII ůĂ ĂůƋƵŝŵŝĂ ĞŶƚƌſ ĞŶ ĨƌĂŶĐĂ ĚĞĐĂĚĞŶĐŝĂ͕ Ǉ ĞŶ Ğů ys/// ƐĞ ƚƌĂŶƐĨŽƌŵſĞŶůŽƋƵĞŚŽǇůůĂŵĂŵŽƐ química. 2.7- LA TEORÍA DEL FLOGISTO A fines del siglo 17 los químicos alemanes Johann Becher y Georg Stahl explicaron el fenómeno de la combustión a través de la teoría del flogisto.


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>ĂƚĞŽƌşĂĚĞůĨůŽŐŝƐƚŽƉůĂŶƚĞĂďĂƋƵĞƚŽĚĂƐƵƐƚĂŶĐŝĂŝŶĨůĂŵĂďůĞĐŽŶƚŝĞŶĞĨůŽŐŝƐƚŽǇĚƵƌĂŶƚĞůĂ combustión esta sustancia perdía el flogisto hasta que se detenía. METAL (en combustión) = CAL + FLOGISTO El mercurio, por ejemplo aumenta de peso durante la combustión por lo que se le asigno al flogisto un peso negativo. Se pensaba que el carbón o el azufre estaban formados exclusivamente por flogisto y de ahí derivaba su extrema combustibilidad.

El químico Ingles Joseph Priestley realizó experimentos con combustiones y comprobó que lo que hoy llamamos oxígeno era necesario para la combustión, pero describió a este gas como aire deflogistizado. Para el año 1800 la teoría del flogisto había sido desaprobada por todos los químicos reconociendo como válido el experimento de Lavoisier, quien descubrió que la combustión es una reacción en la cual el oxígeno se combina con otra sustancia. 2.8- EdK/E>hZEd>sK/^/Z;ϭϳϯϰ-1794) Lavoisier era un químico francés a quien se le atribuye el descubrimiento del oxígeno y se lo se lo considera uno de los fundadores de la química moderna.

Durante la Revolución Francesa fue condenado por el tribunal revolucionario y ejecutado en la guillotina. Estableció la ůĞǇ ĚĞ ĐŽŶƐĞƌǀĂĐŝſŶ ĚĞ ůĂ ŵĂƚĞƌŝĂ y demostró que el aire está compuesto por oxígeno y nitrógeno. Sostuvo que la respiración no es una simple combustión del carbón, sino que contiene hidrógeno quemado con formación de vapor de agua, descubriendo así que ůŽƐ ƐĞƌĞƐ ǀŝǀŽƐ ƵƚŝůŝǌĂŶ Ğů ŽǆşŐĞŶŽ ĚĞů aire para la combustión de los alimentos, la cual produce energía. Realizó importantes trabajos sobre la nomenclatura química. Colaboró con Laplace en una serie de experimentos para determinar los calores específicos en cierto número de sustancias. Desarrolló nuevos métodos que hicieron posibles análisis y descubrimientos más precisos. Decía que sólo cuando los cuerpos eran analizados en las sustancias que los componen, sólo en ése caso, sería posible clasificarlos. En 1774 reemprende un análisis del aire y descubre que está formado por 2 "aires" distintos. Uno que mantiene las combustiones (oxígeno) y otro (nitrógeno) en el cual los seres vivos mueren por asfixia (experimentó con ratones). Realiza la síntesis del agua. También separó al


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agua en sus componentes al sumergiendo en esta un hierro al rojo vivo. Lo llevó a cabo en público y sus mediciones eran extremadamente precisas para la época. La importancia de Lavoisier es que ĨƵĞ Ğů ƉƌŝŵĞƌŽ ĞŶ ƵƐĂƌ ŵƵĐŚĂƐ ĚĞ ůĂƐ ƚĠĐŶŝĐĂƐ ĚĞ investigación de ŚŽǇĞŶĚşĂ, que, para su tiempo eran novedosas. 2.9- >Yh1D/>^/'>Kys/// La química del siglo 18 se basó en interacción entre las substancias y la formación de nuevas substancias desde un punto de vista totalmente científico. Al estudiarse cada vez más productos químicos, los químicos observaron que ciertas sustancias combinaban más fácilmente o tenían más afinidad con un determinado producto químico que otras. Se prepararon tablas que mostraban las afinidades relativas al mezclar diferentes productos. El uso de estas tablas hizo posible predecir muchas reacciones químicas antes de experimentarlas en el laboratorio. Comenzaron a desarrollarse ŵĠƚŽĚŽƐĂŶĂůşƚŝĐŽƐĐƵĂůŝƚĂƚŝǀŽƐǇĐƵĂŶƚŝƚĂƚŝǀŽƐ, dando origen a la química analítica. El estudio químico de los gases, generalmente llamados 'aires' empezó a adquirir importancia después de que el fisiólogo británico Stephen Hales desarrollara la cubeta o cuba neumática para recoger y medir el volumen de los gases liberados en un sistema cerrado; los gases eran recogidos sobre el agua tras ser emitidos al calentar diversos sólidos. La interpretación inicial del papel de los gases en la química se produjo en Edimburgo (Escocia) en 1756, cuando Joseph Black publicó sus estudios sobre las reacciones de los carbonatos de magnesio y de calcio. Al calentarlos, estos compuestos desprendían un gas y dejaban un residuo de lo que Black llamaba magnesia calcinada o cal (los óxidos). Esta última reaccionaba con el 'álcali' (carbonato de sodio) regenerando las sales originales. Así el gas dióxido de carbono, que Black denominaba aire fijo, tomaba parte en las reacciones químicas (estaba "fijo", según sus palabras). La idea de que un gas no podía entraren una reacción química fue desechada, y pronto empezaron a reconocerse nuevos gases como sustancias distintas. En la década siguiente, el físico británico Henry Cavendish aisló el 'aire inflamable' (hidrógeno). También introdujo el uso del mercurio en lugar del agua como el líquido sobre el que se recogían los gases, posibilitando la recolección de los gases solubles en agua. En 1774 Priestley visitó Francia y le comentó a Lavoisier su descubrimiento del aire deflogistizado. Lavoisier entendió rápidamente el significado de esta sustancia, y este hecho abrió el camino para la revolución química que estableció la química moderna. Lavoisier lo llamó 'oxígeno', que significa “generador de ácidos”. 2.10- >Yh1D/>^/'>Ky/y͘ A principios del siglo 19, Dalton demostró que las diversas normas que regían el comportamiento de los gases podían explicarse tomando como base la naturaleza atómica de la materia. Cada elemento representaba un tipo particular de átomos, y cualquier cantidad de éste elemento estaba formado por átomos idénticos de ésta clase. Lo que distinguía a un elemento de otro era la naturaleza de sus átomos. Y la diferencia básica entre los átomos radicaba en su peso. El químico italiano Amadeo Avogrado aplicó a los gases la teoría atómica y demostró que volúmenes iguales de un gas, fuese cual fuese su naturaleza, estaban formados por el mismo número de partículas. Es la llamada hipótesis de Avogrado. Al principio se creyó que estas partículas eran átomos; pero luego se demostró que estaban compuestas, en la mayor parte de los casos por grupos de átomos, llamados ŵŽůĠĐƵůĂƐ. Si una molécula contiene átomos de distintas clases es una molécula de un compuesto químico.


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El químico sueco Jons Jacob Berzelius, en 1828, publicó una lista de pesos atómicos basados en dos patrones de referencia: uno, el obtenido al dar el peso atómico del oxígeno el valor 100, y el otro cuando el peso atómico del hidrógeno se hacía igual a 1. En 1860, en el 1er congreso internacional de química, celebrado en Karlsruhe (Alemania), el químico italiano Stanislao Canizzaro presentó nuevos métodos para determinar los pesos atómicos con ayuda de la hipótesis de Avogrado. Se adoptó como unidad de medida el peso del oxígeno y no del hidrógeno puesto que el oxígeno podía ser combinado más fácilmente con los diversos elementos. El peso atómico del ŽǆşŐĞŶŽfue medido convencionalmente, en 1850, por el químico belga Jean Servais Stas, quien lo fijó en 16, de modo que el peso del hidrógeno, el elemento más liviano, sería aproximadamente de 1. A medida que, durante el Siglo 19, fue aumentando la lista de elementos, los químicos empezaron a buscar la posible existencia de caracteres semejantes en las propiedades de los elementos. El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléiev fue reconocido, finalmente, como el investigador que puso orden los elementos. En 1869, él, y el químico alemán Julius Lothar Meyer, propusieron tablas de los elementos. La tabla periódica de Mendeléiev (llamada periódica porque demostraba la repetición periódica de propiedades químicas similares) era más parecida a la que hoy estimamos como correcta. Cuando Mendeléiev no conseguía que los elementos encajaran bien en el sistema dejaba espacios vacíos en la tabla.


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3- LA QUÍMICA COMO /E/>^/'>Kyy/ La química se considera una ciencia central ya que para el estudio de la biología, la física, la geología, la ecología y otras disciplinas, es esencial tener conocimientos básicos de química. La química es fundamental para nuestro estilo de vida moderno. Sin ella no existirían los automóviles, la electricidad, las computadoras, los CDs y otras muchas cosas que hoy damos por hechas en nuestra vida cotidiana. El rápido desarrollo de tecnologías cada vez más sofisticadas a lo largo del siglo XX ha permitido contar con más medios para estudiar cosas que no pueden verse a simple vista. A través de modelos computarizados y microscopios electrónicos, se pueden analizar la estructura de los átomos y las moléculas e incluso diseñar sustancias que no existen con propiedades específicas (por ejemplo fármacos) ŽŶĞůĂǀĂŶĐĞĚĞůƐŝŐůŽyy/͕ůĂƋƵşŵŝĐĂĐŽŶƐĞƌǀĂƌĄƐƵƌŽůĨƵŶĚĂŵĞŶƚĂůĞŶƚŽĚĂƐůĂƐĄƌĞĂƐĚĞůĂ ĐŝĞŶĐŝĂǇůĂƚĞĐŶŽůŽŐşĂ. 3.1- LA QUÍMICA EN LA SALUD Y LA MEDICINA Se ha logrado prevenir y tratar enfermedades a partir de tres logros de la ciencia: 9 Las medidas de salud pública: Protección de gran cantidad de gente de enfermedades infecciosas 9 La cirugía con anestesia: Cura de casos potencialmente fatales 9 sĂĐƵŶĂƐǇĂŶƚŝďŝſƚŝĐŽƐ: Prevención de enfermedades microbianas El ĞƐƚƵĚŝŽ ĚĞ ůŽƐ ŐĞŶĞƐ Ǉ ůĂƐ ƚĞƌĂƉŝĂƐ ĂƐŽĐŝĂĚĂƐ promete ser el cuarto gran logro. Enfermedades como la hemofilia o el cáncer pueden tratarse introduciendo un gen sano en la célula de un paciente. Para llevar esto a cabo, es necesario que el médico tenga un conocimiento sólido de las propiedades químicas de los componentes moleculares implicados.


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En la ŝŶĚƵƐƚƌŝĂĨĂƌŵĂĐĠƵƚŝĐĂ, el estudio de la química permite obtener fármacos más potentes con menos efectos colaterales así como también obtener fármacos que permitan que el número de trasplantes de órganos exitosos aumente.

También el conocimiento de los mecanismos del envejecimiento permitirá que la esperanza de vida aumente con una calidad de vida más saludable. 3.2- >Yh1D/͕LA ENERGÍA Y EL AMBIENTE La energía es un producto secundario de muchos procesos químicos. A medida que la demanda de energía va en aumento, los químicos trabajan afanosamente en encontrar nuevas fuentes de energía. En la actualidad, las principales fuentes de energía provienen de combustibles fósiles (carbón, petróleo y gas natural). Las reservas de éstos combustibles alcanzarán para los próximos 50 o 100 años. El desarrollo de energías alternativas es urgente. Por año, la tierra recibe a través de la luz del sol, 10 veces más energía que las reservas de combustibles fósiles y el uranio, pero se desperdicia siendo reflejada nuevamente al espacio. A través de las células fotovoltaicas se puede transformar la luz solar en energía eléctrica y a través de las celdas combustibles se alimenta con hidrógeno producido a partir del agua utilizando la luz solar. Se proyecta que para el año 2050, la energía solar cubrirá sólo un 50% de la demanda de energía mundial.

Otra fuente potencial de energía es la fisión nuclear, pero está altamente cuestionada por su peligrosidad y por la generación de desechos radiactivos. Los químicos pueden ayudar a desarrollar mejores métodos para la eliminación de desechos nucleares.


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La producción de energía está altamente relacionada con la calidad del medio ambiente. Los combustibles fósiles desprenden dióxido de carbono al quemarse que promueve el calentamiento de la atmósfera terrestre (gas de invernadero), además de dióxido de azufre y óxidos de nitrógeno que producen lluvia ácida y smog. El desarrollo de convertidores catalíticos más eficientes reducirá la emisión de gases nocivos al medio ambiente por parte de los automóviles mejorando la contaminación ambiental en zonas de alto tráfico. También la investigación para producir ďĂƚĞƌşĂƐ ŐĞŶĞƌĂĚŽƌĂƐ ĚĞ ĞůĞĐƚƌŝĐŝĚĂĚ ĚĞ ŵĂǇŽƌ duración permitirá la circulación de vehículos eléctricos, disminuyendo aún más la contaminación del aire. 3.3- LA QUÍMICA Y LOS MATERIALES Y LA TECNOLOGÍA. Durante el siglo XX, la investigación y desarrollo de la química ha proporcionado materiales que mejoraron notablemente la calidad de vida y contribuido al avance de la tecnología: 9 Polímeros: Caucho, nylon, plásticos 9 Cerámica: Utensilios de cocina 9 Cristales líquidos: Pantallas electrónicas 9 Adhesivos: Pegamentos de diferentes tipos 9 Materiales de recubrimiento: Pinturas vinílicas A futuro se espera el desarrollo de materiales superconductores que permitan conducir la energía eléctrica sin perder una parte en forma de calor. Hoy se conoce este fenómeno a baja temperatura y se ha demostrado la factibilidad de lograr la misma propiedad a temperatura ambiente. Se espera contar con materiales superconductores en trenes de alta velocidad y centrales nucleares entre otros.

El corazón del funcionamiento de las computadoras es el microprocesador. En los últimos años, cada 18 meses sale al mercado un chip de silicio que duplica la velocidad del chip vigente anteriormente. La calidad del microprocesador depende de la pureza del chip de silicio. Actualmente se están estudiando la “computación molecular” en la que se reemplaza al silicio por moléculas que puedan responder a la luz y no a los electrones, obteniendo computadoras ópticas. Estas moléculas pueden obtenerse a través de microorganismos y de la ingeniería genética. Estas computadoras ópticas podrían tener una capacidad mucho mayor que las actuales.


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3.4- LA QUÍMICA DE LOS ALIMENTOS Y LA AGRICULTURA. En los países en vía de desarrollo, una familia gasta el 50% de sus ingresos en comestibles y la agricultura ocupa al 80% de la fuerza laboral. Los factores que afectan la producción agrícola son: - la riqueza del suelo - los insectos y las enfermedades que dañan los cultivos - la maleza que compite por los nutrientes del suelo Los agricultores dependen de las lluvias o el riego, de los fertilizantes y los pesticidas para aumentar el rendimiento de los cultivos. El uso indiscriminado de estas sustancias ha producido graves efectos sobre el medio ambiente. Para satisfacer las demandas de alimentación de la población mundial deben idearse nuevas estrategias para la agricultura. La biotecnología juega un papel relevante, mediante la ingeniería genética. Los químicos juegan un rol preponderante en este aspecto especialmente en lo que respecta a la seguridad de los alimentos obtenidos ya que en algunos países los Organismos Genéticamente Modificados son cuestionados.

4- ESTUDIO DE LA QUÍMICA – MÉTODO CIENTÍFICO ů ŵĠƚŽĚŽ ĐŝĞŶƚşĨŝĐŽ ĞƐ ƵŶ ĞŶĨŽƋƵĞ ƐŝƐƚĞŵĄƚŝĐŽ para la investigación. Este enfoque sistemático garantiza la validez de los resultados y las conclusiones.

El primer paso consiste en plantear claramente el problema y luego se desarrollar ĞǆƉĞƌŝŵĞŶƚŽƐ realizando observaciones y anotando datos del sistema (parte del universo que se investiga). Los datos pueden ser: 9 Cualitativos: Observaciones generales acerca del sistema. 9 Cuantitativos: Números obtenidos al hacer mediciones sobre el sistema. Los químicos utilizan símbolos especializados para hacer las anotaciones, los cuales simplifican el proceso de llevar registros y además permite la comunicación clara con otros químicos. Una vez reunidos los datos, se procede a la interpretación de los mismos. En este paso se formulan hipótesis, es decir, los químicos formulan una ĞǆƉůŝĐĂĐŝſŶƚĞŶƚĂƚŝǀĂƉĂƌĂĐĂĚĂƐĞƌŝĞ de observaciones. Pueden programarse otros experimentos para probar la validez de estas explicaciones y se vuelve a analizar.


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Una vez reunida suficiente cantidad de datos, se resume la información en forma concisa. Una ůĞǇes un enunciado conciso, verbal o matemático, de una relación entre fenómenos que siempre se repite bajo las mismas condiciones. Si las hipótesis resisten muchas pruebas experimentales para verificar su validez se convierten en teorías. Una teoría es un principio unificador que explica un grupo de hechos y las leyes en que se basan estos hechos.

El progreso científico rara vez se logra en una forma rígida, paso a paso. Algunas veces una ley aparece antes de una teoría y otras veces es al revés. Los grandes descubrimientos suelen ser el resultado de las contribuciones y la experiencia acumulada de muchos investigadores, aunque el logro se atribuya a uno sólo. Existe una cuota de suerte en los descubrimientos científicos, pero generalmente “la suerte favorece a las mentes preparadas”. ŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞĂƵŶĂƉĞƌƐŽŶĂĨŽƌŵĂĚĂǇĂůĞƌƚĂƌĞĐŽŶŽĐĞƌĞů significado de un ĚĞƐĐƵďƌŝŵŝĞŶƚŽĂĐĐŝĚĞŶƚĂůǇƐĂĐĂƌƉƌŽǀĞĐŚŽĚĞĞůůŽ͘


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EJERCICIOS: INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA

A - Señalar con una cruz la/s respuesta/s correcta/s:

1a) b) c) d)

La química es la ciencia que estudia: los diferentes sistemas materiales. los cambios que le ocurren a la materia. la materia, sus transformaciones y la relación de éstas con la energía. las reacciones químicas.

2a) b) c) d)

El hombre primitivo se transformó en un químico práctico cuando: descubrió el fuego. observó que en la naturaleza sucedían fenómenos con cambios en la materia. ideó métodos para usar el fuego que facilitaran su vida cotidiana. comenzó a cocinar alimentos.

3- La debilidad de los planteos griegos respecto de la composición de la materia se debe a que: a) mezclaron los dioses con la química. b) sólo se basaron en planteos filosóficos sin demostración experimental. c) los cuatro elementos más el éter no componían verdaderamente la materia. d) relacionaron al ámbar con el electrón. 4a) b) c) d)

Los árabes desarrollaron la alquimia buscando: descubrir sustancias nuevas. crear un tratado de química. descubrir la composición del “fuego griego” y vencerlos en el combate. producir oro a través de reacciones catalíticas.

5a) b) c) d)

Los chinos y los hindúes relacionaban a la alquimia con: la magia del oro. la medicina y la inmortalidad. la producción del pólvora. los elixires para ser más fuertes y poderosos.

6a) b) c) d)

La piedra filosofal, según los alquimistas de la Edad Media era: la base de todos los conocimientos de la alquimia de la época. un catalizador que servía para curar enfermedades. un metal mágico. un elemento que serviría para combinarse con mercurio y otra sustancia para obtener oro.

7- Los alquimistas de la Edad Media aportaron al estudio de la química: a) el descubrimiento de la piedra filosofal.


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b) c) d)

progresos en la química de laboratorio. descubrimiento de los ácidos para obtener oro transformando los metales. desarrollo de la operación de pesar dejando las bases del método cuantitativo.

8a) b) c) d)

El final de la alquimia en el siglo XVII se produce cuando: se descubre la forma de encontrar oro a partir de plomo. se comienza a estudiar el uso de los minerales en la medicina. se comienza a ver a la producción de sustancias como un modo de ganarse la vida. se escriben tratados de alquimia.

9a) b) c) d)

Según la teoría del flogisto, durante la combustión: se liberaban cenizas y se consumía flogisto. el mercurio aumenta de peso porque el flogisto tenía peso negativo. se producía la reacción hasta consumir todo el flogisto. se liberaba calor y se consumía oxígeno.

10a) b) c) d)

Lavoisier se considera el padre de la química moderna porque: descubrió el papel del oxígeno en la reacción de la combustión. descubrió la composición del aire. realizó trabajos en nomenclatura química. fue el primero en usar muchas técnicas de investigación vigentes en la actualidad.

11- El aporte de Mendeleiev al estudio de la química fue: proponer una tabla donde se ordenaban los elementos en función de sus a) propiedades. predecir la existencia de elementos que no habían sido descubiertos en esa b) época. desarrollar un modelo atómico. c) medir el peso atómico del oxígeno. d) 12a) b) c) d)

Se considera que la química es una ciencia central porque: aporta conocimientos útiles para la medicina. es el centro de los estudios de los científicos. es necesario tener conocimientos básicos de química para poder estudiar otras disciplinas. centraliza los conocimientos básicos que debe saber todo científico.


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B – Completar la tabla a continuación con aportes de la química a diferentes disciplinas:

SALUD Y MEDICINA

APORTES DE LA QUIMICA A: MATERIALES Y ENERGÍA Y AMBIENTE TECNOLOGÍA

ALIMENTOS Y AGRICULTURA

C – Con respecto al estudio de la quíŵŝĐĂǇĞůŵĠƚŽĚŽĐŝĞŶƚşĨŝĐŽ͗ 1- ¿Cuál es el primer paso del método científico?

2- Definir hipótesis, ley y teoría. HIPÓTESIS:

LEY:

TEORÍA:


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3- ¿Por qué la suerte acompaña a las personas preparadas?


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CAPÍTULO 2: SISTEMAS MATERIALES


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SISTEMAS MATERIALES 1- ESTADOS DE LA MATERIA Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene peso y puede impresionar nuestros sentidos. Sistema material es toda porción del universo, aislada para su estudio experimental que tiene masa. Todas las sustancias materiales existen en los tres estados: sólido, líquido y gaseoso. Los gases difieren de los sólidos y los líquidos en la distancia de separación entre las moléculas.

WƌŽƉŝĞĚĂĚĞƐĚĞůŽƐ^ſůŝĚŽƐ͕>şƋƵŝĚŽƐǇ'ĂƐĞƐ Estado

Forma

sŽůƵŵĞŶ

Compresibilidad

Propiedades Submicroscopicas Partículas en contacto y estrechamente empaquetadas en matrices rígidas.

SÓLIDO

Definida

Definido

Insignificante

LÍQUIDO

Indefinida

Definido

Muy poca

GASEOSO

Indefinida

Indefinido

Alta

Partículas en contacto pero móviles Partículas muy separadas e independientes unas de otras

Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin que cambie la composición de la sustancia. 9 Temperatura o punto de fusión: Temperatura a la que un sólido pasa al estado líquido a la presión ambiental de 1 atmósfera. 9 Temperatura o punto de ebullición: Temperatura a la que un líquido pasa al estado gaseoso a la presión de 1 atmósfera.


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Si la presión es diferente a la atmosférica (1 atmósfera) deberá indicarse como dato complementario a la temperatura de fusión o ebullición.

Separar las moléculas de una sustancia requiere energía, por eso el pasaje de sólido a líquido (fusión) requiere calor y el pasaje de líquido a gas (evaporación) también requiere energía en forma de calor. Volver a un estado más ordenado requiere retirar energía, por eso el pasaje de gas a líquido (condensación) y el pasaje de líquido a sólido (congelación o solidificación) liberan calor. Los cambios de estado son cambios físicos, no alteran la composición de la materia en sí. SÓLIDOS Hielo (*) Aluminio Sal Azúcar Arena

LÍQUIDOS Agua (*) Mercurio Nafta Alcohol Vinagre

GASES Vapor de agua (*) Aire Dióxido de carbono Argón Nitrógeno

(*) Hielo, agua y vapor de agua son los nombres comunes de los tres estados de una misma sustancia: el agua.

>KÊhsK^^dK^>DdZ/͗

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PLASMA: Se denomina plasma, al cuarto estado de agregación de la materia. Es un estado fluido, similar al gas, pero en el que determinadas propiedades de sus partículas, están cargadas eléctricamente y no poseen equilibrio electromagnético, por eso es un buen conductor eléctrico y sus partículas responden fuertemente a las interacciones electromagnéticas de largo alcance.


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El plasma, presenta características propias que no se dan en los sólidos, líquidos o gases; por lo que es considerado otro estado de agregación de la materia. Como el gas el plasma no tiene una forma definida o un volumen definido a no ser que esté encerrado en un recipiente, pero a diferencia del gas, en el no existen efectos de colisión importantes, el plasma bajo la influencia de un campo magnético puede formar estructuras como filamentos, rayos y capas dobles. Los átomos de este estado se mueven libremente, cuanto más alta es la temperatura más rápido se mueven los átomos en el gas y en el momento de colisionar la velocidad es tan alta que se produce un desprendimiento de electrones.

SUPERFLUIDO: Es un estado de la materia caracterizado por la ausencia total de viscosidad (lo cual lo diferencia de una sustancia muy fluida la cual tendría un viscosidad próxima a cero, pero no exactamente igual a cero); de manera que en un circuito cerrado fluirá ininterrumpidamente sin fricción. Fue descubierto en 1937 por Pyotr Leonidovichen su estudio llamado Hidrodinámica Cuántica. Es un fenómeno físico que tiene lugar a muy baja temperatura, cerca del cero absoluto, limite en el que cesa siempre toda actividad cinética; el inconveniente es que casi todos los elementos se congelan a esas temperaturas pero hay una excepción: El Helio. 2- SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS Una sustancia pura es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades características. Ejemplos: Agua, amoníaco, sacarosa (azúcar), oro, oxígeno. Las sustancias difieren entre sí por su composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor y otras propiedades. Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias puras en la cual las sustancia conservan sus propiedades características. Ejemplos: Aire, gaseosas, leche.


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Las mezclas no tienen una composición constante. Entre sus componentes no ocurrió una reacción química, por eso los componentes conservan sus propiedades. Una ŵĞǌĐůĂĞƐŚŽŵŽŐĠŶĞĂcuando la composición de la misma es igual en cualquier punto del sistema. Ejemplo: Azúcar en agua Se visualiza una sola fase, sus componentes están en el mismo estado de agregación. En todas las porciones del sistema ůĂƐƉƌŽƉŝĞĚĂĚĞƐƐŽŶŝĚĠŶƚŝĐĂƐ. Las mezclas homogéneas de dos líquidos o de un sólido en un líquido se llaman SOLUCIONES. Una ŵĞǌĐůĂ ĞƐ ŚĞƚĞƌŽŐĠŶĞĂ cuando la composición de la misma es distinta dependiendo del punto en que se analice Ejemplo: Arena y virutas de hierro.

Separacion de virutas de hierro de una mezcla heterogenea. La misma tecnica se utiliza a gran escala para separa hierro y hacer de objetos no magneticos como aluminio vidrio y plastico

Las mezclas heterogéneas tienen más de una fase, y sus propiedades varían dependiendo del punto del sistema que se analice. Se observa una superficie de discontinuidad también llamada interface. Este tipo de mezclas normalmente se denominan DISPERSIONES. Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea puede separar en sus componentes por medios físicos sin cambiar la identidad ni las propiedades de de sus componentes. Existen sistemas líquidos en los que no se ven a simple vista las partículas del componente disuelto pero las mismas permiten difundir la luz observándose como puntos luminosos (efectos Tyndall). Para que esto suceda las partículas deben estar en el rango de 0.1 a 0.001 micrones, si son más grandes se ven a simple vista y si son más chicas no reflejan la luz. Este tipo de sistemas se llaman sistemas coloidales.


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SISTEMAS HETEROGÉNEOS Dispersiones groseras: Partículas mayores a 50 micrones Se observan a simple vista. Dispersiones finas: Partículas menores a 50 micrones y mayores a 0.1 micrones Se observan a simple vista (turbidez)

SISTEMAS COLOIDALES

SISTEMAS HOMOGÉNEOS

Tamaño de partícula entre 0.1 y 0.001 micrones. (Reflejan la luz pero no se ven a simple vista)

Partículas menores a 0.001 micrones (No se ven y no reflejan la luz)

3- ELEMENTOS Y COMPUESTOS Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos. Ejemplos: Sodio, Calcio, Mercurio, Uranio. Se han identificado 115 elementos, de los cuales 83 existen en forma natural y el resto se han obtenido por medios científicos a través de procesos nucleares. Los elementos se representan mediante símbolos de una o dos letras, la primera siempre es mayúscula y la segunda siempre minúscula.

Un compuesto es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas. Ejemplos: Agua, formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Las propiedades del agua son muy diferentes de las del oxígeno y el hidrógeno por separado. La composición de un compuesto no cambia independientemente del origen o la forma de preparación.


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Los compuestos sólo pueden separarse de sus componentes puros por medio de ŵĠƚŽĚŽƐƋƵşŵŝĐŽƐ.

COMPARACIÓN ENTRE MEZCLA Y COMPUESTO MEZCLA COMPUESTO Composición Puede estar formado por Compuesto de dos o más elementos, compuestos o elementos en proporción ambos en proporciones de masa definida y fija. variables Separación de La separación se puede La separación de los componentes hacer mediante elementos sólo puede procedimientos físicos o hacerse por medios químicos. mecánicos. Identificación de Los componentes no Un compuesto no se componentes. pierden su Identidad. asemeja a los elementos de los que está formado. 4- PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS Una propiedad física se puede medir y observar sin que cambie la composición o identidad de la sustancia. Ejemplos: Punto de ebullición Color Lubricidad Conductividad eléctrica Punto de fusión Sabor


Olor Soluble en agua Brillo Suavidad Ductilidad Viscosidad

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Volatilidad Dureza Maleabilidad Densidad

Para observar una propiedad química se debe efectuar un cambio químico. Ejemplos: - Propiedad del hidrógeno de entrar en combustión con el oxígeno para formar agua. Propiedad de la clara de huevo de solidificarse con la temperatura. - Arde en aire - Se descompone con calor - Reacciona con ciertos metales - Coagula con la temperatura - Es explosivo Reacciona con agua Reacciona con ciertos no metales - Es tóxico

Una ƉƌŽƉŝĞĚĂĚĞƐĞǆƚĞŶƐŝǀĂcuando depende de la cantidad de materia considerada. Ejemplo: La masa de una sustancia depende de la cantidad de materia que tenga. El volumen de una sustancia será mayor si tengo más cantidad de esa sustancia. Las propiedades extensivas son aditivas, a mayor cantidad de materia, mayor es el número que corresponderá a la edición de dicha propiedad. Una propiedad es intensiva cuando no depende de la cantidad de materia que se considere. Ejemplo: La temperatura no depende de la cantidad de material de que se disponga. 5- TIPOS DE MEZCLAS En las mezclas generalmente tenemos un componente que es el dispersante (es el que se encuentra en mayor proporción) y componente disperso (que se encuentra en menor proporción)


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EJERCICIOS: SISTEMAS MATERIALES A – Señalar con una cruz cuáles de las siguientes características corresponde a ƐſůŝĚŽƐ͕ůşƋƵŝĚŽƐŽŐĂƐĞƐ͗ CARACTERÍSTICA &ORMAPROPIA NODEPENDEDELENVASE 0ART¤CULASENCONTACTOPEROMVILES 6OLUMENDEFINIDO !LTAMENTECOMPRESIBLE !DOPTALAFORMADELENVASEQUELOCONTIENE ,LENACOMPLETAMENTEELRECIPIENTEQUELOCONTIENE 0ART¤CULASEMPAQUETADASENMATRICESR¤GIDAS

a) b) c) d) e) f)

SÓLIDO

LÌQUIDO

GAS

B – Completar la frase: El pasaje de sólido a líquido se llama ……………………………………………………………………… El pasaje de gas a líquido se llama………………………………………………………..…………………. El pasaje de sólido a gas se llama…………………………………………………………………………….. Los cambios de estado son cambios………………………, no alteran la composición de la materia en sí. Si vamos de un estado más ordenado a otro menos ordenado se ……………….…calor. Se libera calor cuando vamos de un estado……..ordenado a otro……………ordenado. C – Señalar la/s respuesta/s correcta/s:

1.

¿Cuál de los siguientes materiales es una mezcla? Agua Solución de azúcar Virutas de hierro Yodo

2. ¿Cuál no es una característica de una solución? Mezcla homogénea Mezcla heterogénea Contiene dos o más sustancias Tiene una composición variable 3. Un enjuague bucal es: un elemento un compuesto una mezcla heterogénea una mezcla homogénea 4. La plata metálica (Ag) es: un elemento un compuesto una mezcla heterogénea una mezcla homogénea 5. La sal común (cloruro de sodio – ClNa): un elemento un compuesto una mezcla heterogénea una mezcla homogénea


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6. Una taza de cereal con azúcar y leche es: un elemento un compuesto una mezcla heterogénea una mezcla homogénea 7. Al analizar una sustancia pura, se determinó que estaba compuesta por carbono y cloro, se la debe clasificar como: un elemento un compuesto una mezcla una mezcla y un compuesto

D – Marcar con una cruz si las propiedades listadas a continuación son físicas o químicas: PROPIEDAD 3EFUNDEA# %SUNBUENCONDUCTORDELCALOR 3UDENSIDADESGCM 3ETORNAVERDOSOCUANDOSEEXPONEALCLORO %SMALEABLE %SUNL¤QUIDOINCOLORO 3USABORESAGRIO 4IENEAROMAINTENSO 2EACCIONACONLOSDEPSITOSCALCÖREOSDELASCA®ER¤AS 3EENCIENDECONFACILIDAD

FÍSICA

QUÌMICA

E – Unir con flechas Salmuera con cristales de sal Agua con trozos de hielo Agua con aceite Agua Salmuera Granito Gelatina Niebla Polvo de carbón en agua Esponja Humo

SISTEMA HOMOGÉNEO

SISTEMA

SISTEMA COLOIDAL

F – Completar según corresponda: 0INTURAENAEROSOL 4ORMENTADEARENA %SPUMAENAEROSOL !GUACONNAFTA !MALGAMAMERCURIO METALL¤QUIDO SLIDO 4INTA#HINA !GUA CON JUGO DE LIMN FILTRADO 3ODA

LÍQUIDO disperso en ………………........... ………………………disperso en………………………. ………………………disperso en………………………. ………………………disperso en………………………. LÍQUIDO

disperso en ................................

SÓLIDO

disperso en ................................

………………………disperso en………………………. ………………………disperso en……………………….


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HETEROGÉNEO

HOMOGÉNEO

G - Responder las siguientes preguntas: 1- ¿Por qué un sólido tiene forma definida y un líquido no?

2- ¿Por qué un líquido tiene volumen definido y un gas no?

3- ¿Por qué un gas puede comprimirse con facilidad pero un sólido no puede comprimirse de manera apreciable?

4- ¿Un sistema que contenga únicamente una sustancia es necesariamente homogéneo?

5- ¿Cuál es la diferencia entre compuesto y mezcla?

H – ƐĐƌŝďŝƌ ůĂ ĨſƌŵƵůĂ ĚĞ ĐĂĚĂ ĐŽŵƉƵĞƐƚŽ ;ůĂ ĐŽŵƉŽƐŝĐŝſŶ ƐĞ ĚĂ ĚĞƐƉƵĠƐ ĚĞ ĐĂĚĂ nombre) 1- Bromuro de aluminio: 1 átomo de Al, 3 átomos de Br 2- Fluoruro de calcio: 1 átomo de Ca, 2 átomos de F


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I – ůĂƐŝĨŝĐĂƌĐĂĚĂŵĂƚĞƌŝĂůĐŽŵŽĞůĞŵĞŶƚŽ͕ĐŽŵƉƵĞƐƚŽŽŵĞǌĐůĂ !IRE #LORURODEVINILO /XIGENO 6INO 0INTURA #OBRE #ERVEZA 0LATINO ÃCIDO3ULF¢RICO 9ODO 0ETRLEOCRUDO 0LATA ,ECHE (IDRXIDODESODIO

ELEMENTO

COMPUESTO

MEZCLA

J – Clasificar los hechos siguientes como cambios químicos o cambios físicos 1) Un escultor cincela una estatua de mármol 2) El mármol reacciona con ácido con formación de burbujas de dióxido de carbono. 3) La lluvia ácida desgasta poco a poco una estatua de mármol. 4) Las bolas de naftalina que se guardaron en el armario se convirtieron en vapor. 5) El ácido de una batería que goteó sobre unos pantalones vaqueros reaccionó con el algodón e hizo agujeros. 6) El chimichurri que contenía vinagre ablandó la carne para el asado al descomponer las proteínas de la carne. 7) El alcohol etílico se evapora de la piel y deja una sensación de frío. 8) El alcohol etílico arde en el aire para dar dióxido de carbono y agua. 9) Una tira de cobre se dobla sin romperse. 10)El zinc metálico se funde al calentarse a 420ºC 11)Se desprenden burbujas de hidrógeno gaseoso cuando se pone zinc metálico en ácido sulfúrico. K – Completar la tabla. PROPIEDAD ,ONGITUD 6OLUMEN $ENSIDAD #ONDUCTIVIDADEL£CTRICA #OLOR -ASA 0UNTODEEBULLICIN $UCTILIDAD "RILLO 0ESO


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INTENSIVA

EXTENSIVA

CAPÍTULO 3: PROPIEDADES DE LOS GASES


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PROPIEDADES DE LOS GASES 1- LOS GASES Un gas es una sustancia que normalmente se halla en estado gaseoso en condiciones y temperaturas ordinarias. Un vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia que es líquido o sólido a temperatura y presiones normales. A 25 ºC y 1 atmósfera de presión hablamos de vapor de agua (el agua existe como líquido) y oxígeno gaseoso (el oxígeno existe como gas).

Los gases tienen las siguientes características físicas: 9 No tienen forma ni volumen propio, adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. 9 Son compresibles, se puede lograr que un gas ocupe un volumen menor aumentando la presión. 9 Si dos o más gases están en el mismo recipiente se mezclan completamente y uniformemente siempre y cuando no haya reacción química. 9 Tienen densidades menores a los líquidos y los sólidos. 9 Un gas contenido en un recipiente, ejerce una presión uniforme sobre todas las paredes del recipiente.


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2- PRESIÓN GASEOSA – PRESIÓN ATMOSFÉRICA Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las ŵŽůĠĐƵůĂƐŐĂƐĞŽƐĂƐse hallan en constante movimiento. Se define a la presión como la relación entre la fuerza ejercida y la superficie que recibe esta fuerza. Presión = Fuerza / Superficie La ƉƌĞƐŝſŶĂƚŵŽƐĨĠƌŝĐĂes la presión que ejerce la atmósfera sobre la superficie de la tierra.

A nivel del mar, la presión atmosférica es igual a 1 atm. A medida que vamos ascendiendo, el aire es menos denso por lo que la presión atmosférica disminuye. La ƉƌĞƐŝſŶ ĂƚŵŽƐĨĠƌŝĐĂ ĞƐƚĄŶĚĂƌ (1 atm) es igual a la presión que soporta una columna de mercurio de 760 mm (o 76 cm) de altura a 0ºC al nivel del mar.

1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 29,9 pulg Hg Considerando el Sistema Internacional de Unidades, la presión atmosférica debe expresarse en Pascales (Newton por metro cuadrado) que es la unidad de presión que establece dicho sistema. Si consideramos al ^ŝƐƚĞŵĂ /ŶŐůĠƐ, la presión atmosférica se expresa en libras por pulgada cuadrada. 1 atm = 14.7 lb/pulg2 = 101.325 Pa = 101,325 kPa (Pa = N/m2)


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BARÓMETRO: Se denomina barómetro a los instrumentos utilizados para medir la presión atmosférica. MANÓMETRO: Son instrumentos utilizados para medir presión de fluidos (gases o líquidos) contenidos en recipientes cerrados. Sirve para medir la presión de otro gas diferente de la atmósfera. 3- TEMPERATURA ABSOLUTA La escala de temperatura en grados Celsius (ºC) se basa en el punto de fusión y ebullición del agua; tiene la desventaja de que por debajo del punto de fusión (0 ºC), la temperatura se mide con números negativos. En la escala KELVIN de medición de temperaturas se define el cero absoluto, que es el límite teórico para la escala de temperatura (teóricamente no existen temperaturas por debajo de este valor): 0 K = -273.15 ºC La conversión de grados Celsius a Kelvin se realiza mediante la ecuación que sigue.

Otra escala de temperatura muy utilizada especialmente en USA es la escala Fahrenheit. La conversión a grados Celsius se realiza mediante la ecuación:

LA ESCALA DE TEMPERATURA QUE SE UTILIZA EN TODAS LAS ECUACIONES QUE DESCRIBEN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES ES LA ^><>s/E. Si los valores de temperatura están dados en grados Celsius o Fahrenheit debe realizarse la conversión a Kelvin antes de efectuar cualquier cálculo.

4- TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES La ƚĞŽƌşĂĐŝŶĠƚŝĐĂŵŽůĞĐƵůĂƌtrata a los gases como si fueran partículas individuales en rápido movimiento. La palabra partícula puede ser un átomo o una molécula. A continuación se enumeran los supuestos de esta teoría. 1- Las partículas del gas se mueven de forma continua, rápida y al azahar en línea recta y en todas direcciones. Las moléculas de un gas son comparables a las bolas de billar que se mueven al azar, rebotando unas con otras y en las bandas de la mesa.


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Recorrido de una sola molécula de gas. Cada cambio de dirección representa una colisión con otra molécula

2- Las partículas de gas son extremadamente pequeñas y las distancias entre ellas son grandes. La mayor parte de una muestra de un gas es en realidad espacio vacío. Esto explica por qué los gases se comprimen con facilidad, por qué la densidad es baja y por qué los gases se difunden rápidamente. 3 – Con respecto a los gases, las fuerzas gravitatorias y las fuerzas de atracción entre partículas de gas resultan insignificantes. Las partículas de gas ocupan todo el recipiente que las contiene, no se van al fondo por efecto de la gravedad y se mueven libremente sin la influencia de las otras partículas. 4 – Cuando las partículas chocan unas con otras o con las paredes del recipiente, nos se pierde energía, todas las colisiones son perfectamente elásticas. Las partículas continúan rebotando infinitamente. 5 – La ĞŶĞƌŐşĂĐŝŶĠƚŝĐĂŵĞĚŝĂes la misma en todos los gases a una misma temperatura y varía proporcionalmente con la temperatura en Kelvin. La energía cinética es la energía que las partículas poseen en función de su movimiento. 5- LEY DE BOYLE - MARIOTTE – WZ^/MEzsK>hDE En 1660 Robert Boyle encontró una relación inversa entre la presión y el volumen de un gas cuando su temperatura se mantiene constante. Si la temperatura no cambia, al aumentar la presión de un gas ĚŝƐŵŝŶƵǇĞĞůvolumen. Si la temperatura no cambia, al reducir la presión de un gas aumenta el volumen. La expresión matemática de la ley de Boyle indica que el producto de la presión de un gas por su volumen es constante:

P.V= K Wϭ͘sϭсWϮ͘sϮ P = Presión V = Volumen K= Constante


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6- LEY DE CHARLES – PRESIÓN Y TEMPERATURA / LEY DE GAY-LUSSAC – sK>hDEzdDWZdhZ En 1787, el físico francés J. Charles propuso por primera vez la relación proporcional entre el volumen y la temperatura de los gases a presión constante. Como no publicó los resultados de sus investigaciones sobre gases, se atribuye también esta ley a GayLussac, quien comprobó el fenómeno en 1802. Si la presión no cambia, al aumentar la temperatura absoluta de un gas aumenta el volumen. Si la presión no cambia, al reducir la temperatura absoluta de un gas ĚŝƐŵŝŶƵǇĞĞůǀŽůƵŵĞŶ.

La expresión matemática de la ley de Charles indica que la relación entre el volumen de un gas y la temperatura absoluta es constante: V/T= K´ sϭͬdϭсsϮͬdϮ T = Temperatura absoluta (K) V = Volumen K´= Constante


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La presión y la temperatura absoluta de un gas a volumen constante, guardan una relación proporcional. Esta relación fue determinada originalmente por G. Amonton, quien en 1703 fabricó un termómetro de gas basado en este principio. No obstante, por los estudios que realizó Gay-Lussac en 1802, la ley lleva su nombre. Si el volumen no cambia, al aumentar la temperatura absoluta de un gas aumenta la presión. Si el volumen no cambia, al reducir la temperatura absoluta de un gas ĚŝƐŵŝŶƵǇĞůĂƉƌĞƐŝſŶ.

La expresión matemática de la ley de Gay-Lussac indica que la relación entre la presión y la temperatura absoluta es constante: P/T=K´´ P1/T1= P2/T2 T = Temperatura absoluta (K) P = Presión K´´= Constante

7- LEY COMBINADA DE LOS GASES Para una cantidad fija de gas, es posible relacionar las tres variables: temperatura, presión y volumen en una sola ecuación:

;sϭ͘WϭͿͬdϭс;sϮ͘WϮͿͬdϮ T = Temperatura absoluta (ºK) P = Presión V = Volumen


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8- >zsK'ZK– sK>hDEzDK>^>K^'^^ El científico italiano Amadeo Avogadro, en 1811 estableció que ĂůĂŵŝƐŵĂƉƌĞƐŝſŶǇ ƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂ͕ volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de ŵŽůĠĐƵůĂƐ;ŽĄƚŽŵŽƐƐŝĞůŐĂƐ es monoatómico). >ĞǇ ĚĞ ǀŽŐĂĚƌŽ: A presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente. V/n= K´´´ sϭͬŶϭсsϮͬŶϮ n = número de moles V = Volumen K´´´= Constante n = Peso gas / Peso molecular gas

Avogadro estableció que un mol de cualquier gas contiene 6.022 ǆ 10 23 partículas (número de Avogadro). 3

3

El término "Condiciones Normales" se suele utilizar habitualmente para la medición de volúmenes de gases en muchos campos de la ciencia, como en Termodinámica, correspondiéndose a una temperatura de 0 °C (o 273,15 K) y a una presión de 1 atm. Por ejemplo, el volumen de un mol de gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura es : PV = n RT -> V = 1×0,0821×273,15/1 =22,42 L; esto nos lleva al valor clásico: V = 22.4 litros (volumen molar de un gas)


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9- ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES Si reunimos la ley combinada de los gases con la ley de Avogadro, podemos expresar el comportamiento de los gases según la ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES: W͘sсŶ͘Z͘d T = Temperatura absoluta (K) P = Presión V = Volumen n = número de moles R = Constante de los gases ideales R = 0.082 (litro.atm) / (K.mol) 10- LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES En 1801, Dalton estableció una ley a partir de sus estudios sobre mezclas de gases. LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES: La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo. PT = Pg1 + Pg2 + Pg3…+ Pgn. PT = Presión total Pg1= Presión del gas 1 Pgn = Presión del gas n La presión parcial que ejerce un gas es proporcional a la fracción de los moles de ese gas respecto de los moles totales presentes en la mezcla WƉĂƌĐŝĂůсyŵŽůĂƌ͘Wd Xmolar = moles de gas 1 / moles totales


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11- DIFUSIÓN DE LOS GASES La difusión es la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades cinéticas. La difusión siempre procede de una región de mayor concentración a otra menos concentrada. La difusión de los gases siempre sucede en forma gradual y no en forma instantánea.

12- GASES REALES Según la teoría cinética de los gases las moléculas no ejercen fuerzas entre sí, ni de repulsión ni de atracción y el volumen de las partículas es muy pequeño en relación al recipiente que los contiene. Si un gas cumple con estos requisitos se lo llama GAS IDEAL. Los GASES REALES sólo se comportan como ideales bajo ciertas condiciones. Un gas ideal no podría condensarse y transformarse en un líquido (necesita fuerzas de atracción entre las moléculas en el estado líquido).

Los gases se comportan como ideales a presiones moderadamente bajas (menor a 5 atmósferas). Cuando aumenta la presión, la distancia entre moléculas disminuye y comienzan a actuar las fuerzas de atracción y comienzan a afectar el movimiento de las moléculas.


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También se observan desviaciones de la idealidad cuando disminuye la temperatura. Con el enfriamiento el gas disminuye su energía cinética y ya no tienen el impulso para vencer las fuerzas de atracción. Van der Waals propuso una ecuación en la que tanto el volumen como la presión de la Ecuación de los gases ideales se corregían con constantes propias de cada gas particular:

La presión de un gas real es normalmente menor a la de un gas ideal porque el efecto de atracción de las moléculas vecinas suaviza el impacto con las paredes del recipiente. El volumen de un gas real es normalmente mayor al de un gas ideal porque el volumen de las partículas no es despreciable.


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13- Estado crítico – Temperatura crítica Se denomina temperatura crítica a la temperatura límite para la licuación de un gas. Por encima de esta temperatura es imposible licuar a un gas, aunque se le someta a enormes presiones. Se llama presión crítica, a la presión que se necesita para licuar un gas cuando éste se encuentra en su temperatura crítica.


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EJERCICIOS: PROPIEDADES DE LOS GASES Unidades de presión, temperatura y volumen

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1- La lectura del barómetro indica 715 mmHg. Calcular la presión correspondiente en: a) atm b) lb/pulg 2 c) milibares d) kPa 5

2- Expresa las presiones siguientes en atmósferas: a) 28 mmHg b) 6000 cm Hg c) 795 torr d) 5 kPa 3- Expresar en K las siguientes temperaturas. a) 32 ºC b) 250 ºC c) -18 ºC d) -50 ºF e) 25 ºF 4- Expresar en ºC las siguientes temperaturas. a) 273 K b) 156 K c) 67 ºF d) 22 ºF 5- Expresar en litros las siguientes cantidades: a) 350 cm 3 b) 12,7 dm 3 c) 56 ml d) 1790 ml e) 54 dm 3 f) 0,46 cm 3 3

3

3

3

Cálculo de peso molecular - número de partículas – número de moles

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6- Calcular el peso molecular de los siguientes gases a) HCN b) H 2 S c) NH 3 d) Cl 2 e) NO 2 f) SO 2 g) HBr h) N 2 O i) CO j) HF 5

5

5

5

5

5

5

5


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7- Calcular el número de partículas que corresponde a: a) 2.5 moles de O 2 b) 0.25 moles de CO 2 c) 1.76 moles de HF d) 0.0003 moles de N 2 O 5

5

5

5

8- Calcular el número de moles y el número de partículas que corresponde a: a) 25 g de óxido sulfuroso (SO 2 ) b) 0.56 g de sulfuro de hidrogeno (H 2 S) c) 0,45 g de amoníaco (NH 3 ) d) 2,56 g Ácido bromhídrico (HBr) 5

5

5

5

5

5

Ley de Boyle

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9- Un gas ocupa un volumen de 3.86 litros a 0.750 atm. ¿A qué presión el volumen será 4.86 litros? 10- Un gas ocupa un volumen de 200 ml a una presión de 400 torr. ¿A qué presión medida en atm se debe someter al gas para cambiar su volumen a 75 ml? 11- Qué volumen ocuparán 2.50 l de un gas si la presión cambia de 760 mmHg a 630 mmHg? Ley de Charles

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12- Tres litros de hidrógeno a -20ºC se dejan a la temperatura ambiente de 27ºC. ¿Cuál es el volumen a la temperatura ambiente si la presión permanece constante? 13- Si se enfrían 20 litros de oxígeno de 100 a 0ºC, ¿cuál es el nuevo volumen? 14- Un recipiente de 4.50 litros de nitrógeno gaseoso a 28ºC se calienta a 56.0ºC, suponiendo que el volumen puede variar, ¿cuál es el nuevo volumen del gas? Ley de Gay-Lussac

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15- La presión de un recipiente de Helio es 650 mmHg a 25ºC. Si el recipiente sellado se enfría a 0ºC, ¿cuál será la presión? 16- Un cilindro de gas contiene 40 litros de gas a 45ºC y tiene una presión de 650 torr, ¿cuál será la presión si la temperatura cambia a 100ºC? Leyes combinadas de los gases

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17- Dados 20 litros de amoníaco gaseoso a 5ºC y 730 mmHg, calcular el volumen a 50ºC y 800 torr. 18- ¿A qué temperatura (en ºC) deben calentarse 10 l de nitrógeno a 25ºC y 700 torr a fin de tener un volumen de 15 litros y una presión de 760 mmHg? 19- El volumen de un globo lleno de gas es de 50 litros a 20ºC y 742 mmHg. ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales de temperatura y presión?


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20- 15 litros de gas a 800 torr se calientan de 45 a 400ºC y la presión cambia a 300 torr, ¿cuál es el nuevo volumen? 21- ¿A qué temperatura se deben calentar 5 litros de oxígeno a 50ºC y 600 mmHg para tener un volumen de 10 litros y una presión de 800 torr? Ley de Avogadro

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22- Si 0.250 moles de cloro ocupan un volumen de 6.38 litros, ¿cuál sería el volumen de 0.450 moles de cloro a la misma presión y temperatura? 23- A cierta temperatura y presión, 4.12 g de CO 2 ocupaban un volumen de 2.37 litros. ¿Cuál será el volumen de 0.500 moles de CO 2 en las mismas condiciones? 5

5

5

5

Volumen molar y densidad de gases.

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24- ¿Qué volumen ocupan 0.200 g de oxígeno gaseoso a CNTP? 25- ¿Cuántos mg de CO 2 hay en una botella de 4 l llena de este gas a CNTP? 5

5

26- ¿Cuál es la densidad de los siguientes gases a CNTP?: Cloro, Oxígeno, Helio, Amoníaco. Ecuación de los gases ideales

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27- ¿Qué presión ejercerán 0.4 moles de un gas en un recipiente de 5 litros a 17ºC? 28- ¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso hay en un tanque de 50 litros a 22ºC, si el manómetro indica 2000 lb/pulg 2 ? 3

3

29- Un cilindro de 23.8 litros contiene oxígeno gaseoso a 20ºC y 732 torr. ¿Cuántos moles de oxígeno hay en el cilindro? 30- Una muestra de 0.286 g de un cierto gas ocupa 50 ml a temperatura normal y 76 cm Hg. Determinar la masa molar del gas (Peso Molecular). 31- ¿Cuántos gramos de helio hay en un globo que contiene 8.50 l de gas a una temperatura de 20ºC y a una presión de 700 torr? 32- ¿Qué presión ejercen, en atmósferas, 0.120 moles de vapor de agua en su punto de ebullición en una pava de 2 litros? Ley de Dalton

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33- Un recipiente contiene oxígeno a una presión parcial de 0.25 atm, nitrógeno a una presión parcial de 0.50 atm y helio a una presión parcial de 0.20 atm. ¿Cuál es la presión dentro del recipiente? 34- Una mezcla de 0.18 g de dióxido de azufre, SO 2 , (M = 64 g/mol) y 1.2 g de dióxido de nitrógeno, NO 2 , (M = 46 g/mol) se encuentran a una presión total de 100.0 kPa. Calcular las presiones parciales y las fracciones molares de cada gas. 5

5

5

5


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Estequiometria de gases

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35- Durante la combustión completa del metano (presente en el gas natural) se producen dióxido de carbono y vapor de agua. Si se comparan los dos gases a la misma temperatura y presión. ¿Cuántos litros de vapor de agua se producen durante la formación de 12 litros de CO 2 ? La ecuación es: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) їK 2 (g) + 2 H 2 O (g) 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

36- El ozono (O 3 ) de las capas altas de la atmósfera se descompone y forma oxígeno gaseoso. La ecuación es: 2O 3 (g) їϯK 2 (g) 5

5

5

5

5

5

5

5

5

Si 10000 litros de ozono se convierten en oxígeno gaseoso a la misma temperatura y presión, ¿qué volumen de oxígeno se formará? 37- El monóxido de carbono que llega a formarse durante la combustión de la nafta, reacciona con oxígeno gaseoso en el convertidor catalítico caliente del sistema de escape para formar dióxido de carbono. La ecuación es: 2 CO (g) + O 2 5

5

5

5

(g)

5

5

їϮK 2 5

(g)

5

5

¿Qué volumen de dióxido de carbono se formará durante la oxidación de 38 litros de monóxido de carbono, si se supone que no cambia la temperatura y la presión de los gases? 38- El magnesio metálico reacciona con ácido clorhídrico HCl (ac) para producir hidrógeno gaseoso de acuerdo con la ecuación siguiente: DŐ;ƐͿнϮ,ů;ĂĐͿїDŐů 2 + H 2 (g) 5

5

5

5

¿Si 2.15g de magnesio reaccionan totalmente, qué volumen de hidrógeno se puede producir en CNTP? ¿Cuál sería el volumen si el gas estuviera a 735 torr y a una temperatura de 25ºC? 39- El acetileno (C 2 H 2 ) y el fluoruro de hidrógeno (HF) reaccionan para dar difluoroetano: 5

5

5

5

C 2 H 2 ;ŐͿнϮ,&;ŐͿї 2 H 4 F 2 (g) 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

Cuando un mol de acetileno reacciona con cantidad suficiente de fluoruro de hidrógeno se dejan reaccionar en un recipiente de 10 litros hasta completarse la reacción, ¿cuál será la presión del gas a 0ºC? Ecuación de Van der Walls

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40- Calcular la presión ejercida por 2.50 moles de CO 2 confinados en un volumen de 5 litros a 450 K utilizando la ecuación de Van der Walls. Hacer el mismo cálculo con la ecuación de los gases ideales e interpretar los resultados. 5

5

Los parámetros de la ecuación de Van der Waals para el dióxido de carbono son (a: 3.59 (atm.l2)/mol2 y b: 0.0427 l/mol.


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41- A 27ºC, 10 moles de un gas contenido en un recipiente de 1.5 litros ejercen una presión de 130 atm, es ¿éste un gas ideal?


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CAPÍTULO 4: PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS


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PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS 1- LOS LÍQUIDOS Al pasar del estado gaseoso al estado líquido se disminuye la temperatura, lo que quiere decir que, se disminuye la energía cinética de las moléculas.

Las moléculas de un líquido tienen un movimiento constante y desordenado, cada molécula choca millones de veces con sus moléculas vecinas por segundo. Las fuerzas intensas de atracción (intermoleculares: dipolo-dipolo, puente hidrógeno, fuerzas de London) evitan que las moléculas se muevan libremente como en un gas. Como las moléculas dentro del seno del líquido tienen la libertad de moverse unas sobre otras, los líquidos tienen la facultad de fluir. Los líquidos conservan un volumen definido, la forma que adopten depende del recipiente que los contiene. Las moléculas del líquido tienden a acomodarse de modo que la forma sea más favorable a la fuerza de gravedad: forman una superficie horizontal de modo que todos los puntos de la superficie soportan la presión atmosférica. Debido a las fuerzas de atracción, las moléculas de un líquido permanecen juntas. Frente a un aumento de presión casi no se produce un efecto sobre el volumen de un líquido: los líquidos son prácticamente incompresibles, si hay compresión a una presión elevada, hay deformación molecular. Si se produce un cambio de temperatura, se producen pequeños cambios de volumen, al aumentar el movimiento molecular aumenta la distancia entre moléculas, pero a este aumento se oponen las fuerzas de atracción. La velocidad de difusión en los líquidos es inversamente proporcional al peso molecular y es mucho menor que en los gases. La difusión se verifica porque las moléculas de los dos líquidos en contacto están en movimiento y chocan muchas veces entre ellas hasta que se mezclan completamente. El camino libre medio que recorre cada molécula de líquido es mucho menor que en los gases por lo que el recorrido de una molécula se interrumpe muchas veces y difunden más lentamente. 2- s/^K^/ La viscosidad de un líquido es una medida de la resistencia del líquido a fluir: cuanto mayor es la viscosidad menor es la velocidad con que fluye el líquido. La viscosidad de un líquido está relacionada con la forma de las moléculas que constituyen el líquido. Los líquidos poco viscosos, se componen generalmente de moléculas simétricas pequeñas con fuerzas intermoleculares débiles.


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Las fuerzas intermoleculares que dan lugar a viscosidades grandes son de dos tipos: - Las fuerzas de dispersión de London, pese a ser débiles, son las responsables de las viscosidades altas de algunas moléculas no polares (Ej. octadecano) - Las fuerzas de puente hidrógeno son responsables de las grandes viscosidades de sustancias con moléculas pequeñas asimétricas (Ej. etilenglicol) La viscosidad disminuye a medida que aumenta la temperatura. El aumento de energía cinética vence en parte a las fuerzas intermoleculares. La viscosidad suele informarse en las siguientes unidades: - Poisse (dyn/cm 2 ).s - Centipoisse – cp - pascal segundo – (N/m 2 ).s - Pa.s - miliP.s 3

3

3

3

1 Pa.s = 10 poisse 1 miliP.s = 1 cp Líquidos newtonianos En este tipo de líquidos la viscosidad es independiente de la fuerza que se le aplique. Este tipo de líquidos incluye al agua y algunos aceites de auto livianos. En la práctica, la viscosidad de un líquido newtoniano, a una dada temperatura, permanece constante aunque se cambie el modelo de viscosímetro, el spin, y la velocidad de ensayo durante la medición.

S= Velocidad de agitación ɻсsŝƐĐŽƐŝĚĂĚ

Líquidos no newtonianos En los líquidos no newtonianos la viscosidad cambia a medida que cambia la velocidad de agitación. Cuando se mide la viscosidad de este tipo de fluidos se la denomina viscosidad aparente porque depende de los parámetros del viscosímetro con que se mida. Existen diferentes tipos de líquidos no newtonianos:


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a) Pseudoplásticos: La viscosidad disminuye a medida que aumenta la velocidad de agitación. Este tipo de fluidos incluye pinturas, emulsiones y distintos tipos de dispersiones.


b) Dilatantes: La viscosidad aumenta a medida que aumenta la velocidad de agitación. Este comportamiento se presenta en compuestos azucarados, almidón de maíz en agua.


c) Plásticos: En estado de reposo son sólidos y se transforman en líquidos cuando se los induce a fluir por agitación. Ejemplos: betún o salsa kétchup.


Algunos fluidos cambian su viscosidad a lo largo del tiempo manteniendo la velocidad de agitación constante, existen dos tipos: a) dŝǆŽƚƌſƉŝĐŽƐ: Este tipo de fluidos disminuye su viscosidad a medida que pasa el tiempo con velocidad de agitación constante. (Ej.: miel, kétchup)

t = tiempo ɻсsŝƐĐŽƐŝĚĂĚ b) ZĞŽƉĠĐƚŝĐŽƐ͗ La viscosidad aumenta a medida que pasa el tiempo manteniendo la velocidad de agitación constante. Este comportamiento se da en algunos lubricantes.

t = tiempo ɻсsŝƐĐŽsidad


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sŝƐĐŽƐşŵĞƚƌŽƐ͗

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La viscosidad se mide con equipos llamados viscosímetros, dependiendo del principio que se utilice para la medición existen diferentes tipos: viscosímetro Brookfield, Ostwald, Saybold, etc. En un viscosímetro rotacional se mide la viscosidad sometiendo al fluido al esfuerzo cortante de un spin a que rota a una determinada velocidad. La medición depende fuertemente de la temperatura del fluido, del tipo de spin, de la velocidad de rotación de este y del tiempo que durará el ensayo por lo que al valor de la determinación se debe agregar estos detalles para que la misma sea reproducible.

3- ÍNDICE DE REFRACCIÓN Cuando un haz de luz que se propaga por un medio ingresa a otro distinto, una parte del haz se refleja mientras que la otra sufre una refracción, que consiste en el cambio de dirección del haz. Para esto se utiliza el llamado índice de refracción del material.

El índice de refracción de una sustancia se define por la relación: n = c/s donde c es la velocidad de la luz en el vacío y V es su velocidad en el medio dado (como siempre la velocidad de la luz en el vacío es mayor que en un medio dado, n > 1) El índice de refracción es una magnitud adimensional. El valor del índice de refracción del vacío es igual a la unidad (n en el vacío es igual a 1). El índice de refracción del aire es aproximadamente igual a 1 (n aire = 1,00031), por lo que en la mayoría de los casos se acepta con este valor sin introducir errores considerables. El índice de refracción depende no sólo de la sustancia, sino también de la longitud de onda [n = f (ʄͿ΁͘


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El índice de refracción del medio dado con respecto al vacío se llama índice absoluto de refracción de este medio. En mayoría de los casos la palabra absoluto se omite, por lo que cuando se habla del índice de refracción de una sustancia dada se entiende que se trata del absoluto. La magnitud n21 = n2 /n1 Donde n1 es el índice absoluto de refracción del medio 1 y n2 es el índice de refracción absoluto del medio 2, se llama índice relativo de refracción del segundo medio con respecto al primero. Entre dos medios cuyos índices de refracción son diferentes, el medio con menor índice de refracción se denomina ópticamente menos denso, y el medio con mayor índice, ópticamente más denso. El índice de refracción cambia con la temperatura. Cuando aumenta la temperatura, la movilidad de las moléculas de un líquido aumenta por lo que baja el índice de refracción. El índice de refracción también cambia si cambia la composición del líquido:

Refractómetros:

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El índice de refracción se mide con un dispositivo llamado de refractómetro. Existen diferentes tipos de éstos equipos. Por ejemplo, un refractómetro manual para medir ºBrix utilizado para medir soluciones azucaradas contiene en su interior un prisma que permite medir el índice de


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refracción del líquido. Para ello, la luz pasa a través de una fina capa de líquido y entra en el prisma de refracción, donde a través del ángulo de refracción producido, se puede evaluar o identificar una muestra de líquido. El refractómetro lleva en su interior una escala convertida directa a grados Brix para evitar el uso de tablas de conversión.

4- TENSIÓN SUPERFICIAL La resistencia que ofrece un líquido a incrementar su superficie se llama tensión superficial. Si un líquido no cae o no está influido por la gravedad toma la ĨŽƌŵĂĞƐĨĠƌŝĐĂ(forma de gotas). Las moléculas internas del líquido son atraídas por las moléculas que las rodean (son atraídas hacia todas las direcciones dentro del líquido). En la superficie del líquido la atracción es casi total hacia adentro y “tira” de la superficie haciendo que adopte la forma esférica.


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Los líquidos con fuerzas intermoleculares más intensas tienen una tensión superficial mayor que los líquidos que presentan fuerzas intermoleculares más débiles. En la superficie de los líquidos hay una fuerza que se opone a ser penetrada por otro objeto. Esto explica por qué algunos insectos pueden caminar sobre el agua o por qué una aguja flota si se coloca con cuidado en la superficie de un vaso de agua. A las sustancias químicas que reducen la tensión superficial del agua se les llama tensioactivos. (Ej. Detergentes)

Capilaridad

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La acción capilar o capilaridad es una propiedad que tienen los líquidos de ascender espontáneamente en un tubo angosto o capilar. Esta acción proviene de las fuerzas de cohesión dentro del líquido y las fuerzas de adhesión entre el líquido y las paredes del recipiente que lo contiene. Si la fuerza de adhesión entre el líquido y el recipiente supera la fuerza de cohesión (atracción) dentro del líquido mismo, el líquido ascenderá por las paredes del recipiente.

Menisco:

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Cuando un líquido se coloca en una probeta de vidrio o cualquier recipiente cilíndrico, en la superficie del líquido se forma una curvatura llamada menisco. Si el material del recipiente tiene fuertes fuerzas de atracción con el líquido como es el caso del agua y el vidrio limpio, el líquido "trepa" por la superficie del recipiente y la superficie


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toma forma de U (menisco cóncavo). En este caso las fuerzas de atracción por la superficie superan a las fuerzas de cohesión del seno del líquido). Si hay rechazo entre el líquido y el material del recipiente, como el caso del vidrio engrasado, o entre mercurio y vidrio, la superficie toma forma de U pero invertida (menisco convexo).

5- CONSTANTE DIELÉCTRICA Se denomina ĚŝĞůĠĐƚƌŝĐŽ a una sustancia capaz de aislar cargas (los dieléctricos son separadores de cargas) Un condensador es un aparato formado por dos placas separadas por un dieléctrico que tiene la capacidad de acumular cargas sobre las placas. La capacidad para acumular cargas depende del medio que separa estas placas.

La constante o susceptibilidad dieléctrica de un aislador (o dieléctrico) es la razón entre la capacidad de un condensador en ese medio y la que tendría el mismo condensador en el vacío. D = C liq/C vacío D = Constante dieléctrica C liq= Capacidad con el líquido C vacío = Capacidad en el vacío Los dieléctricos pueden ser polares o no polares. Las moléculas polares tienen un dipolo permanente. Los momentos bipolares tienden a alinearse cuando se aplica un campo eléctrico externo. Como las moléculas están en constante movimiento, la alineación no será


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completa. Es mayor el alineamiento cuando es mayor el campo eléctrico y cuando baja la temperatura. Si se coloca un dieléctrico en un campo eléctrico aparecen cargas superficiales inducidas cuyo efecto es debilitar el campo original dentro del dieléctrico. Se produce una reducción de la diferencia de potencial entre las placas del condensador. La importancia de la capacidad de aislación es que está asociada a la capacidad de disolver a otras sustancias. La capacidad de un solvente depende de su constante dieléctrica que marca su polaridad. El agua puede disolver a otros compuestos de menor constante dieléctrica.

6- sWKZ//MEzKEE^/ME Las moléculas de un líquido están en constante movimiento, algunas se desplazan con rapidez y otras lo hacen más lentamente. De vez en cuando, alguna de las moléculas tiene la energía cinética suficiente para escapar de la superficie del líquido y convertirse en vapor. Se conoce como vaporización al proceso por el cual las moléculas de un líquido se desprenden y pasan a la fase gaseosa. Si un líquido volátil se coloca en un recipiente abierto, las moléculas con mayor energía cinética van pasando al estado gaseoso hasta que todo el líquido se transformó en un gas. Este proceso se llama evaporación. Otro proceso distinto al anterior, es la ĞďƵůůŝĐŝſŶ͕ que es el pasaje de gas a líquido, solo que este fenómeno se da en todo el seno del mismo; a diferencia de la evaporación que se da en la superficie del líquido. Si el líquido se coloca en un recipiente cerrado, el líquido se va evaporando hasta que aparentemente el proceso se detiene. En realidad, el proceso de evaporación continúa pero una parte de las moléculas gaseosas de líquido vuelven al estado líquido. La conversión de vapor en líquido recibe el nombre de condensación. Al principio hay muchas moléculas de líquido y ninguna de vapor. Luego se inicia el proceso de evaporación y comienzan a pasar a estado gaseoso. A medida que aumenta el número de moléculas en estado gaseoso aumenta la velocidad de condensación. Con el tiempo la velocidad de evaporación se vuelve igual a la velocidad de condensación y el sistema está en equilibrio. A nivel molecular, el número de moléculas que pasa al estado de vapor es igual al número de moléculas que se condensan. El proceso en realidad no se detiene sino que se equilibran las velocidades de evaporación y condensación. Por este motivo, se trata de un equilibrio dinámico.

Al aumentar la temperatura, las moléculas de líquido tienen más movilidad por lo que la presión de vapor aumenta y se alcanza un nuevo equilibrio a una temperatura más alta.


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7- PUNTO DE EBULLICIÓN Cuando se coloca un líquido en un recipiente abierto, la presión atmosférica se opone al escape de las moléculas del líquido. A medida que se calienta un líquido, la presión de vapor aumenta hasta que alcanza la presión atmosférica y el líquido comienza a hervir.

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica. Si la presión atmosférica cambia, el punto de ebullición también cambia. Se denomina punto de ebullición normal a la temperatura a la cual un líquido hierve a la presión estándar (1 atm ó 760 mmHg)

8- >KZsWKZ//ME Para vaporizar un líquido se necesita calor. Cuando un líquido se evapora toma calor del medio (efecto refrescante). A la cantidad de calor necesaria para vaporizar 1 mol de un líquido a presión y temperatura constante se la denomina calor molar de vaporización. El valor del calor molar de vaporización es característica de cada líquido y depende en gran medida de los tipos de fuerzas intermoleculares presentes en el líquido. El agua, cuyas moléculas están fuertemente asociadas mediantes puentes hidrógeno, tiene un calor de vaporización de 40.7 kJ/mol, mientras que el metano, cuyas moléculas están unidas por fuerzas de dispersión (fuerzas de London), tiene un calor de vaporización de 0.971 kJ/mol.


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Cuando un vapor se condensa y forma un líquido cede la misma cantidad de calor que se utilizó para transformar el líquido en vapor. >'h͗hEDK>h>ydZH El agua, es una molécula simple y extraña, puede ser considerada como el líquido de la vida. Es la sustancia más abundante en la biosfera, en dónde la encontramos en sus tres estados (solido, líquido y vapor de agua), es además el componente mayoritario de los seres vivos, pues entre el 65 y el 95% del peso de la mayor parte de las formas vivas es agua. El agua fue además el soporte donde surgió la vida. Molécula con un extraño comportamiento que la convierte en una sustancia diferente a la mayoría de los líquidos, posee una manifiesta capacidad de reaccionar con diversas sustancias y unas extraordinarias propiedades físicas y químicas que van a ser responsables de su importancia biológica. ESTRUCTURA DEL AGUA

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La molécula de agua está formada por dos átomos de H unidos a un átomo de O por medio de dos enlaces covalentes. La disposición tetraédrica de los orbitales sp3 del oxígeno determina un ángulo entre los enlaces H-O-H de aproximadamente 104'5°, además el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y atrae con más fuerza a los electrones de cada enlace.

El resultado es que la molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número de protones que de electrones), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar. 8

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LA POLARIDAD DEL AGUA:

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La polaridad se refiere a los polos eléctricos en una molécula, cualquiera que ésta sea. Cuando aparecen las cargas, la molécula se polariza. La molécula del agua tiene una propiedad fundamental: Los hidrógenos forman un ángulo de 104,5° Sumado a esto, la electronegatividad que es la capacidad que tienen los átomos de atraer los electrones de otro, hace que la molécula se polarice. En el caso de la molécula del agua el ŽǆşŐĞŶŽĞƐŵĄƐĞůĞĐƚƌŽŶĞŐĂƚŝǀŽ que el hidrógeno; esto provoca una mayor atracción de los electrones del hidrógeno por el oxígeno. Como consecuencia de éste fenómeno tenemos una densidad electrónica mayor hacia el oxígeno. En contraste aparece, una densidad de carga positiva hacia el hidrógeno, por ello consideramos que la molécula tiene dos polos: - Negativo hacia el Oxigeno - Positivo hacia el Hidrogeno

EFECTOS DE LA POLARIDAD: - Uno de los efectos de la polaridad son los PUENTES DE HIDRÓGENO

- Esto es porque la parte negativa de la molécula atrae a la positiva. - Esta formación de puentes de hidrógeno permite que se formen redes moleculares con uniones polares.

Una de las consecuencias de la existencia de los puentes de hidrógeno es que el agua sea un líquido a partir de los cero °C Existen varios efectos por la polaridad de las moléculas de agua, por ejemplo. La temperatura de ebullición del agua. 9 Su temperatura de ebullición 9 Su temperatura de fusión. 9 La tensión superficial. 9 La densidad anormal del agua.


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EBULLICIÓN DEL AGUA

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Para romper los puentes de hidrógeno se necesita mucho calor, 540 calorías por cada gramo de agua líquida

En la ebullición lo que sucede es que los puentes hidrogeno se rompen al proporcionar calor, y aumenta la energía cinética de las moléculas:

En forma de vapor las moléculas prácticamente no tienen atracción electrostática entre sí. Por lo tanto las moléculas se separan. TEMPERATURA DE FUSIÓN:

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Recordemos que el hielo tiene un arreglo molecular cristalino muy sofisticado. Formando cristales hgexagonales en planos paralelos.


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Mientras el hielo absorbe calor externo, las moléculas se van deslocalizando, ganan energía cinética y comienzan a desplazarse entre sí, sólo forman puentes de hidrógeno.

Las moléculas ahora son de agua líquida. Esto ocurre a 0°C a 1 atm de presión. TENSIÓN SUPERFICIAL:

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La superficie de un líquido en reposo se comporta como una membrana estirada bajo tensión. Esto es por las fuerzas en la capa superior del líquido. Por ejemplo una gota de agua adquiere una forma esférica como si fuera un globo de agua.

Las moléculas que están en la capa superior forman una capa elástica por las fuerzas de los puentes de hidrógeno. Cuando se introduce un objeto cuyo peso es menor a las fuerzas de resistencia de los puentes de hidrógeno en conjunto, el cuerpo flota.


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LA DENSIDAD ANORMAL DEL AGUA:

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Las moléculas del agua líquida tienen una distribución aleatoria.

Cuando el agua se solidifica a 0°C el arreglo de las moléculas son de tipo cristalino pues existe entre ellas un arreglo muy ordenado

El arreglo molecular hexagonal del agua provoca un aumento de volumen de cierta masa de agua, y como causa de esto es una disminución de la densidad. El hielo es menos denso que el agua ǇĨůŽƚĂ͘ En general los líquidos aumentan su densidad al disminuir la temperatura, sus sólidos se hunden en los líquidos. ^ſůŽĞůĂŐƵĂŶŽƐĞŚƵŶĚĞĞŶƐƵůşƋƵŝĚŽ͕ĨůŽƚĂ͘ Esto se conoce como el “comportamiento anormal del agua ” 8

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PROPIEDADES DEL AGUA

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Acción disolvente: El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso decimos que es el disolvente universal . Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que pueden presentar grupos polares o con carga iónica (como son: alcoholes, azúcares con grupos R-OH, aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas + y -), existen dos tipos de disoluciones acuosas: las moleculares y las iónicas. 8

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Disoluciones Moleculares:

Disoluciones Iónicas

En el caso de las disoluciones iónicas, los iones de las sales son atraídos por los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados. 8

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Capa de Solvatación:


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EJERCICIOS: PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

A - Señalar la respuesta correcta: 1a) b) c) d)

Los líquidos tienen la capacidad de fluir porque: Tienen volumen propio Toman la forma del recipiente que los contienen Las moléculas tienen suficiente movilidad para poder hacerlo Las moléculas chocan unas con otras porque están más cerca que en el estado gaseoso

2- La superficie de los líquidos en un recipiente es horizontal porque: a) Los líquidos tienen tensión superficial b) Las moléculas se acomodan para soportar mejor la gravedad: todas las moléculas de la superficie soportan la misma presión (presión atmosférica) c) Existe un equilibrio dinámico líquido-vapor. d) De esta forma exponen la menor superficie posible 3- Los líquidos son prácticamente incompresibles porque: a) Las moléculas son menos móviles que en un gas b) Sólo pocas moléculas escapan del seno del líquido y se convierten en gas. c) Las moléculas de un líquido son atraídas por puentes hidrógeno d) Las moléculas están cerca y casi no hay espacio para que se acerquen aún más 4- Los líquidos difunden más lentamente que los gases porque: a) Las moléculas están más cerca y los choques entre ellas son más frecuentes (el camino libre medio es menor) b) Las moléculas son más grandes c) Las fuerzas de atracción intermoleculares son más fuertes d) Los líquidos son inmiscibles. 5a) b) c) d)

La propiedad que describe la resistencia de un líquido a fluir se llama: Tensión superficial Calor molar de vaporización Viscosidad Capilaridad

6- Un líquido newtoniano se caracteriza por: a) Tener una viscosidad que no depende del esfuerzo de corte y velocidad de agitación b) Verse afectado por la gravedad (leyes de newton) c) Ser sólido y transformarse en líquido cuando se le aplica un esfuerzo de corte d) Cumplir las leyes de newton


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7- Si un líquido aumenta su viscosidad a medida que pasa el tiempo sin que cambie la velocidad ĚĞĂŐŝƚĂĐŝſŶ͕ƐĞƚƌĂƚĂĚĞƵŶůşƋƵŝĚŽ. a) Newtoniano b) No newtoniano - Tixotrópico c) No newtoniano - Reopéctico d) Newtoniano - Tixotrópico 8a) b) c) d)

ƵĂŶĚŽƵŶůşƋƵŝĚŽĐĂĞŽŶŽĞƐƚĄŝŶĨůƵŝĚŽƉŽƌůĂŐƌĂǀĞĚĂĚƚŽŵĂĨŽƌŵĂĞƐĨĠƌŝĐĂƉŽƌƋƵĞ͗ Las moléculas de la superficie son atraídas hacia el seno del líquido Las moléculas del seno del líquido sufren atracciones en todas direcciones La forma esférica es la de menor volumen De esta forma exponen la menor superficie posible

9- Un líquido asciende por un tubo cuando: a) El tubo tiene un diámetro muy pequeño y el líquido no se adhiere a las paredes del tubo b) El tubo tiene un diámetro muy grande y el líquido no se adhiere a las paredes del tubo c) El tubo tiene un diámetro muy pequeño y el líquido se adhiere a las paredes del tubo d) El tubo tiene un diámetro muy grande y el líquido se adhiere a las paredes del tubo 10a) b) c) d)

El índice de refracción de una sustancia depende de: la temperatura, la composición y la longitud de onda con que se lo mida el tipo de refractómetro la presión y el ángulo de incidencia del haz de luz la concentración de soluto

11- hŶĚŝĞůĠĐƚƌŝĐŽĞƐƵŶĂƐƵƐƚĂŶĐŝĂĐĂƉĂǌĚĞ͗ a) Tener doble carga (di: dos – eléctrico) b) Alinearse con un campo eléctrico y conducir la electricidad c) Separar cargas y funcionar como aislante d) Formar un campo magnético entre las dos capas de un capacitor. 12a) b) c) d)

Si la presión de vapor de un líquido permanece constante a una temperatura dada El líquido alcanzó su punto de ebullición El líquido ya no evapora más La velocidad de evaporación del líquido es igual a la velocidad de condensación a esa temperatura La velocidad de evaporación es cero.

13- El ƉƵŶƚŽĚĞĞďƵůůŝĐŝſŶĚĞƵŶůşƋƵŝĚŽĞƐƚĄĂĨĞĐƚĂĚŽƉŽƌůĂƉƌĞƐŝſŶĂƚŵŽƐĨĠƌŝĐĂƉŽƌƋƵĞ͗ a) Las moléculas gaseosas deben vencer a la presión atmosférica para poder escaparse del líquido b) Se necesita más temperatura si baja la presión atmosférica c) La presión atmosférica cambia con la altura respecto del nivel del mar d) La temperatura desciende a medida que se asciende en altitud respecto del nivel del mar


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14- El calor molar de vaporización: a) Depende de la cantidad de sustancia de que disponga b) Permite calcular la cantidad de calor que se necesita para evaporar un gramo de sustancia c) Permite calcular la cantidad de calor que se necesita para evaporar un mol de sustancia d) Se expresa en joule/m 2 3

B – Responder las siguientes preguntas 1- ¿Por qué la presión de vapor de un líquido no depende de la cantidad de líquido ni la de vapor presente?

2- ¿Qué es un Tensioactivo y qué efecto tiene sobre la tensión superficial del agua?

3- ¿Por qué se forman gotas sobre la superficie de un automóvil encerado? ¿Ocurre lo mismo si la superficie está sucia?

4- ¿Por qué no conviene utilizar un aceite de baja densidad para lubricar el motor de un automóvil durante el verano?

5- Si un aceite lubricante SAE 10 tiene menor viscosidad que un aceite SAE 30, ¿cuál de los dos tendrá moléculas más grandes?


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6- Si un frasco con alcohol etílico cerrado que estaba a temperatura ambiente se coloca en la heladera, ¿se modifica el equilibrio dinámico? ¿Aumenta o disminuye la presión de vapor?

7- El punto de ebullición normal de una sustancia depende de la masa molecular y del tipo de atracciones entre las moléculas, ¿cuál de estos compuestos tendrá mayor punto de ebullición: H 2 O, CO o O 2 ? 5

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8- Se hierven verduras en una olla, ¿se cocinarán más rápido si se aumenta el calor proporcionado al agua hirviendo? ¿Por qué?

9- ¿Por qué tarda más en cocinarse un huevo duro en la cima del Aconcagua que al nivel del mar?

C – Resolver los siguientes problemas. 1- El calor de vaporización del amoníaco (NH 3 ) es 1368 kJ/g, ¿cuál será el calor de vaporización en kJ/mol? 2- El calor de vaporización del bromo (Br 2 ) es de 188 J/g ¿Cuál es el calor molar de vaporización del bromo en kJ/mol? 3- La acetona, un componente del quitaesmalte de uñas es muy volátil. El calor de vaporización de la acetona (C 3 H 6 O), es de 7.23 kcal/mol ¿Cuánto calor (en kcal) se absorbe cuando se evaporan 7.50 g de acetona? 4- El calor molar de vaporización del ácido acético, CH 3 COOH (presente en el vinagre), es de 5.81 kcal/mol ¿Cuánto calor se necesita para vaporizar 6.75 g de ácido acético? 5

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D – Resolver las siguientes situaciones problemáticas 1- Explicar el hecho de que es posible licuar el O 2 a temperaturas bajas a pesar de que la molécula de oxígeno no es polar. 2- ¿Qué compuesto, etano (CH 3 CH 3 ) o metanol (CH 3 OH) se espera que tenga un punto de ebullición más alto? ¿Por qué? 3- Un químico de una compañía refinadora de azúcar sugiere utilizar vacío para extraer agua de una solución de azucarada para evitar reacciones de caramelización. Si usted está a cargo de ese proceso, ¿qué decisión debe tomar respecto de la sugerencia del químico? 4- Durante la preparación industrial de la salsa de tomate es necesario extraer agua. Para evitar quemar el producto, ¿es necesario trabajar a mayor presión que la atmosférica? ¿Por qué? 5- Explicar por qué el agua que tiene masa molar 18 g/mol tiene un punto de ebullición más alto que la nafta C8H18, cuya masa molar es 114 g/mol? 5

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CAPÍTULO 5: PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS

PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS 1- LOS SÓLIDOS Los rasgos más importantes de una sustancia sólida son los siguientes: - Rigidez - Incompresibilidad - Características Geométricas Los sólidos son incompresibles porque las partículas forman una estructura rígida y no tienen movilidad. Las partículas no tienen camino libre medio, a los sumo pueden vibrar alrededor de un determinado punto. Esto implica mayor orden. Los sólidos tienen forma y volumen propio, esto determina figuras geométricas que son perfectamente reconocibles: los cristales.

Se denomina sólido a toda sustancia que tiene estructura cristalina.

No existen sólidos amorfos, son líquidos subenfriados: vidrio, caucho, plásticos, etc. Algunos autores denominan a este tipo de sustancias “sólidos amorfos”. 2- SÓLIDOS CRISTALINOS – SUSTANCIAS AMORFA

SÓLIDOS CRISTALINOS Presentan una estructura cristalina determinada. ANISOTRÓPICOS: Sus propiedades mecánicas y eléctricas dependen del lado de donde se las mida. Indican la presencia de una red atómica ordenada. Poseen puntos de fusión bien definidos. Las propiedades mecánicas de un cristal cambian muy poco hasta que alcanza una temperatura característica: funden bruscamente.

SUSTANCIAS AMORFAS Las partículas no tienen una disposición geométrica. ISOTRÓPICOS: Sus propiedades son iguales en todas direcciones. Indican desorden molecular (característica propia de los líquidos). No poseen punto de fusión definido. Se van ablandando lentamente.

Algunas veces, las sustancias sólidas se presentan en forma de polvo, grumos o aglomerados, que en muchos aspectos se parecen a las sustancias amorfas, pero al examinarse cada partícula individual en el microscopio, los ángulos característicos de los cristales aparecen. Se debe distinguir entre sólidos amorfos y sólidos policristalinos. En los sólidos policristalinos existen cristales individuales, con redes atómicas ordenadas pero son tan pequeños que no pueden ser reconocidos a menos que se utilice un microscópico. (Ej. los metales)


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3- dDHKz&KZD>K^Z/^d>^ En los sólidos cristalinos, las partículas están organizadas en un patrón sistemático regular denominada red cristalina.

Las condiciones de formación influyen en el tamaño de los cristales: -

-

Cristales grandes : Se forman lentamente a partir de una solución ligeramente sobresaturada. Este proceso sucedió en la formación de cristales naturales (procesos geológicos) 8

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Cristales pequeños: Se forman a partir de soluciones sobresaturadas generalmente en procesos de cristalización rápidos de laboratorio. 8

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La forma de los cristales es característica del material en sí y también está sujeta a sus condiciones de formación. Los ángulos que se dan entre un conjunto dado de caras de un cristal es invariable (propiedad universal de los sólidos). Los cristales pueden asumir una variedad de formas pero los ángulos están determinados por la estructura fija de una red cristalina en sí.


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4- SUSTANCIAS ISOMORFAS – SUSTANCIAS POLIMÓRFICAS Las sustancias isomorfas (ISO = igual – MORFA = forma) tienen igual forma cristalina.

La disposición estereoquímica (distribución espacial y respecto a los enlaces) es igual. No importa el número de aniones o cationes, si se mezclan, se forma un estructura idéntica (no se pueden distinguir entre sí). Ejemplo: existen un tipo de sustancias, los alumbres, que químicamente pueden considerarse como sulfatos dobles de un metal trivalente y de uno monovalente, que constituye un ejemplo claro de sustancia cristalina isomorfa, cuyos cristales típicos son octaédricos.

Una sustancia es polimórfica si puede cristalizar en más de un sistema cristalino.

Por ejemplo: - Carbono: se presenta como grafito o diamante - Fósforo: amarillo, rojo, blanco - Azufre: Cristaliza en forma romboidal, si aumenta la temperatura pasa a monoclínico.


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5- DEFECTOS DE LOS CRISTALES Los cristales presentan defectos que son desviaciones de la regularidad que caracteriza al cristal como conjunto. Defecto de Frenrel : Átomos o iones que han emigrados a espacios intersticiales a una cierta distancia del hueco que dejaron en el cristal. 8

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ĞĨĞĐƚŽĚĞ^ĐŚŽƚƚŬǇ: Quedan huecos al azahar a través de todo el cristal como consecuencia de la emigración de los átomos o iones a la superficie del cristal.

Los cristales con defectos son no estequiométricos y presentan propiedades especiales como semiconductividad, fluorescencia, centros coloreados. 6- TIPOS DE SÓLIDOS: CRISTALES IÓNICOS – CRISTALES MOLECULARES – CRISTALES METÁLICOS

6.1 – CRISTALES IÓNICOS En los nodos o vértices se ubican iones ordenados de tal manera que la energía potencial de los iones en la red es más baja que la de los iones separados infinitamente.


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La energía reticular (energía que conforma la red cristalina) es muy grande porque la fuerza de atracción es por cargas opuestas. Cada ión de un signo dado está atraído por fuerzas electrostáticas a todos los iones de signo contrario del cristal.

Como la energía de enlace es muy grande, tienen una presión de vapor insignificante a temperatura ambiente. El punto de fusión y de ebullición de este tipo de sólidos es muy grande. Los cristales son duros pero quebradizos. Cualquier distorsión de los cristales requiere una gran fuerza porque cualquier movimiento es resistido por las grandes fuerzas electrostáticas que tienden a mantener unidos a los iones en sus respectivas posiciones. Para romper un cristal dos planos de iones deben desplazarse. Este desplazamiento acerca iones de igual carga, se produce una repulsión y el cristal se rompen. Estos cristales son aislantes eléctricos a baja temperatura. Si están fundidos son buenos conductores del calor. En estado sólido, los iones no tienen movilidad. En estado líquido la distribución de los iones es más desordenada y tienen mayor movilidad y se pueden mover influenciados por un campo eléctrico. 6.2 – CRISTALES MOLECULARES En los nodos o vértices se presenta un átomo o molécula químicamente identificable. En los nodos no hay carga neta. La cohesión entre las partículas del cristal se da por fuerzas de Van der Waals y/o enlaces puente hidrógeno que son mucho más débiles que la atracción electrostática. La energía de enlace es pequeña por lo que se requiere poca energía para separar las moléculas individuales. Los enlaces de hidrógeno intermoleculares son las que mantienen unidas a las moléculas de agua en el hielo:


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Los puntos de fusión y ebullición son bajos. Son cristales blandos, compresibles y fácilmente deformables. Las fuerzas intermoleculares tienen carácter no direccional por lo que todas las moléculas ejercen una atracción mutua que no depende de la orientación molecular. Los planos pueden desplazarse sin que se provoque una disminución en la fuerza de atracción. La energía de las posiciones intermedias no es mucho mayor que la energía de las posiciones estables: los cristales son fácilmente deformables. Son buenos aislantes eléctricos, las moléculas no tienen carga por lo que no pueden transportar la electricidad. Los electrones están localizados alrededor de varios núcleos no hay partículas cargadas que estén libres para moverse influenciados por un campo eléctrico. 6.3 – Z/^d>^Ks>Ed^ Todos los átomos de los nodos están unidos por un sistema continuo de enlaces covalentes bien definidos. Por ejemplo, el diamante presenta una malla rígida tridimensional que une a cada uno de los átomos de carbono con todos los otros (cada uno está unido a otros cuatro). La totalidad del cristal es una sola molécula. En el grafito, todos los átomos que están en un mismo plano se enlazan formando una red laminar y las capas se atraen por fuerzas de Van der Waals.

La energía reticular es muy grande, son sólidos no volátiles y con puntos de fusión elevados. Los enlaces covalentes tienen propiedades de orientación. Un átomo central forma enlaces covalentes si los átomos vecinos ocupan una posición particular. Para deformar este tipo de cristales es necesario romper los enlaces covalentes y se necesita mucha energía, son los cristales más duros e incompresibles. La conductividad eléctrica es muy pequeña, puede aumentar ligeramente cuando se aumenta la temperatura y no aumenta bruscamente en el punto de fusión. Por ejemplo, el diamante es un mal conductor, tiene todos los electrones involucrados en las uniones. El grafito es conductor, los anillos tienen electrones libres que se pueden deslocalizar en todo el cristal (enlace pi). Estos electrones conducen la corriente y el calor. 6.4 – CRISTALES METÁLICOS En cada uno de los nodos hay un átomo de un metal. Estos cristales tienen como característica poseer brillo metálico, capacidad de reflectar la luz, alta conductividad térmica y eléctrica, facilidad para ser estirados, forjados y doblados sin romperse.


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Los electrones de los metales no están localizados en cada uno de los átomos sino que son propiedad de todo el cristal: el metal es una serie de iones positivos sumergidos en un mar de electrones negativos móviles. La conductividad eléctrica se debe a que los electrones de valencia están libres para moverse influidos por un campo eléctrico aplicado. La conductividad térmica se debe a que los electrones libres pueden adquirir energía cinética térmica y al moverse rápidamente a través del cristal transportan el calor. Como los electrones de valencia no están localizados y los enlaces no son direccionados no es necesario grandes fuerzas para deformar este tipo de cristal. 7- ESTRUCTURA CRISTALINA Una celda unitaria es la unidad estructural repetida de un sólido cristalino. Cada partícula de la celda ocupa un lugar que se llama punto reticular. Cada sólido cristalino puede representarse por alguno de los siete tipos de celdas cristalinas que se muestran a continuación:

Los siete tipos de celdas unitarias La geometría de una celda unitaria cúbica es particularmente simple porque todos los lados y los ángulos son iguales. La estructura característica de un sólido cristalino está dada por la repetición de las celdas unitarias formando una estructura espacial tridimensional. 7.1 – EMPAQUETAMIENTO DE ESFERAS Para comprender el modelo de las celdas cristalinas, se puede representar a las partículas ubicadas en los puntos reticulares del cristal como si fueran esferas, que se acomodan en capas una sobre otras.


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Distribución de esferas identicas en una celda cúbica simple. A vista superior de una capa de esfera. B definición de una celda cúbica simple C cada esfera es compartida por ocho celdas unitarias y, dado que en un cubo hay ocho esquinas, dentro de la celda unitaria cúbica simple hay alequivalente

A

B

C

a una esfera completa

La esfera marcada con la letra x está en contacto con 4 esferas en su misma capa, una esfera en la capa superior y otra esfera en la capa inferior. En total está en contacto con 6 esferas. El número de coordinación se define como el número de átomos (o iones) que rodean a un átomo (o ión) en una red cristalina. La magnitud del número de coordinación es una medida de que tan compactas están las esferas, a mayor número de coordinación, más juntas están las esferas.

En la estructura cúbica simple, cada capa de esferas se coloca sobre otra esfera en la capa que sigue. En la estructura cúbica centrada en el cuerpo, las esferas de la capa que sigue se colocan entre los huecos de la capa anterior. Cada esfera se rodea de otras 8, por lo tanto el número de coordinación es 8. Cada una está en contacto con cuatro esferas de su misma capa y dos esferas en la capa superior e inferior. Distribución de esferas identicas en un cubo centrado en el cuerpo A vista superior B definición de una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo C dentro de una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo hay al equivalente a dos esferas completas

A

B

C

En la celda cúbica centrada en las caras hay esferas en el centro de cada una de las 6 caras del cubo, además de las 8 esferas en los vértices.


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Como cada celda unitaria de un sólido cristalino colinda con otras celdas unitarias, la mayoría de los átomos de una celda se comparten con las celdas vecinas. A un atomo del vertice de una celda cubica es compartido por ocho celdas unitarias. B un atomo centrado en la cara de una celda cubica es compartido por dos celdas unitarias

7.2 – EMPAQUETAMIENTO COMPACTO El arreglo más eficiente de las esferas en el que los espacios vacíos se minimizan se denomina empaquetamiento compacto.

En ambas disposiciones ABABAB… (Hexagonal compacta) y ABCABCA... (Cúbica compacta: cúbica centrada en las caras), cada esfera está rodeada de otras 12. Dado que estas estructuras son las que contienen la menor cantidad de espacios vacíos entre las esferas no es posible obtener un número de coordinación mayor a 12.


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Algunos metales y gases nobles, que son monoatómicos, cristalizan con estructuras compactas. Por ejemplo, el magnesio, titanio y zinc cristalizan con estructura hexagonal compacta mientras que el aluminio, níquel y plata cristalizan con estructura cúbica compacta. Todos los gases nobles sólidos tienen estructuras cúbica compacta excepto el helio que cristaliza en la forma hexagonal compacta. La estructura que toma cada elemento, a pesar de pertenecer a un mismo grupo, es la que le dé más estabilidad al cristal. 8- /&Z/MEZzK^y La ĚŝĨƌĂĐĐŝſŶĚĞƌĂǇŽƐyse refiere a la dispersión de los rayos X por las unidades de un sólido cristalino. Conociendo los patrones de dispersión (o difracción) es posible deducir el ordenamiento de las partículas en una red cristalina.

En un equipo típico de rayos X, el haz de rayos X se enfoca a un cristal montado. Los átomos del cristal absorben parte de la radiación recibida y luego la emiten, este proceso se denomina dispersión de rayos X. Si se considera la incidencia de dos haces paralelos, al principio, los dos rayos incidentes están en fase uno respecto del otro (sus máximos y mínimos coinciden en las mismas posiciones). La onda superior es dispersada por un átomo del primer plano y la inferior es dispersada por un átomo del segundo plano. Para que ambos rayos salgan nuevamente en fase, la distancia recorrida por el haz inferior debe ser un múltiplo entero de la longitud de onda:


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BC + CD = 2.d senɽ = nʄ Ŷсϭ͕Ϯ͕ϯ͘͘͘ʄсůŽŶŐŝƚƵĚĚĞŽŶĚĂĚсĚŝƐƚĂŶĐŝĂĞŶƚƌĞĐƌŝƐƚĂůĞƐ

HAZ INCIDENTE

HAZ DIFRACTADO

PLANOS ATÓMICOS

La técnica de rayos x es el método más exacto para determinar las longitudes y los ángulos de enlace de las moléculas en estado sólido. Dado que los rayos X son dispersados por los electrones, se puede construir un mapa de contorno de densidad electrónica a partir de los patrones de difracción empleando un procedimiento matemático complejo. Un mapa de densidad electrónica indica las densidades electrónicas relativas en distintas posiciones de una molécula. Las densidades son máximas cerca del centro del átomo. De esta forma, es posible determinar las posiciones de los núcleos y los parámetros geométricos de la molécula.


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EJERCICIOS: PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS A - Señalar la respuesta correcta: 1- Una sustancia se encuentra en estado sólido si: D Presenta punto de fusión definido E Es incompresible y sus moléculas tienen energía cinética F Presenta una red cristalina ordenada G Es isotrópico 2D E F

Una sustancia amorfa: Es isotrópica porque posee una red cristalina ordenada Es un líquido subenfriado Es isotrópica porque las moléculas no presentan un orden y las propiedades son iguales en toda la masa independientemente del sentido en que se las mida. G No tiene forma propia 3D E F G

Una sustancia sólida en polvo fino Es amorfa Es cristalina pero se comporta como amorfa Es policristalina, cada partícula es cristalina si se la analiza individualmente. Es anisotrópica.

4D E F G

Si se enfría rápidamente una solución sobresaturada de sulfato de amonio: Se obtendrán cristales grandes Se obtendrán cristales pequeños Se obtendrá un líquido subenfriado Se obtendrá una sustancia amorfa

5D E F G

Una sustancia polimórfica Cristaliza de diferentes formas Presenta alótropos Tiene utilidad industrial Es anisotrópica

6D E F G

^ŝƵŶĐƌŝƐƚĂůƉƌĞƐĞŶƚĂĞůĚĞĨĞĐƚŽĚĞ^ĐŚŽŽƚƚŬǇ͗ Tiene iones de menos Presenta cargas en la superficie del cristal Presenta espacios vacíos regularmente en la red Presenta espacios vacíos al azar en la red

7- ^ŝƵŶĂƐƵƐƚĂŶĐŝĂĞƐƵŶƐſůŝĚŽďůĂŶĚŽ͕ŶŽĐŽŶĚƵĐƚŽƌĐƵǇĂƐƉĂƌƚşĐƵůĂƐƐĞƵŶĞŶƉŽƌĨƵĞƌǌĂƐ ŝŶƚĞƌŵŽůĞĐƵůĂƌĞƐĚĞsĂŶĚĞůtĂĂůƐƐĞƚƌĂƚĂĚĞ͗ D Un sólido molecular E Un sólido iónico


117

F Un sólido covalente G Un sólido metálico 8D E F G

Un sólido iónico: Presenta moléculas bien diferenciables Está compuesto por iones de cargas opuestas que forman una red cristalina Conduce la electricidad porque no es eléctricamente neutro No conduce la electricidad porque no tiene iones móviles.

9- ^ŝƵŶĂƐƵƐƚĂŶĐŝĂĞƐďƌŝůůĂŶƚĞ͕ĚƷĐƚŝůǇĐŽŶĚƵĐƚŽƌĂĚĞůĂĞůĞĐƚƌŝĐŝĚĂĚĞŶĞƐƚĂĚŽƐſůŝĚŽǇ fundido se trata de: D Un sólido molecular E Un sólido iónico F Un sólido covalente G Un sólido metálico 10D E F G

Una celda unitaria en un cristal Es la unidad estructural repetida de las moléculas del sólido Posee número de coordinación Puede tomar 7 formas geométricas (incluyendo sus variantes) Es la unidad estructural repetida de un sólido cristalino

11D E F G

El número de coordinación No puede tomar un valor mayor a 8 No puede tomar un valor mayor a 12 No puede tomar un valor menor a 6 No puede tomar un valor menor a 2

12D E F G

La estructuras de empaquetamiento compacto son: Hexagonal plana y cúbica centrada en el cuerpo Hexagonal plana y cúbica centrada en las caras Tetragonal y monoclínica Hexagonal y romboédrica

13- >ŽƐƌĂǇŽƐǆƉĞƌŵŝƚĞŶĐŽŶŽĐĞƌůĂĞƐƚƌƵĐƚƵƌĂĐƌŝƐƚĂůŝŶĂƉŽƌƋƵĞ D Permiten obtener una radiografía del sólido E Se difractan al pasar por un cristal y se puede conocer los ángulos de enlace sabiendo la intensidad de los rayos y el ángulo de incidencia. F Se difractan al pasar por un cristal y se puede conocer los ángulos de enlace y la distancia de enlace conociendo la longitud de onda de los rayos y el ángulo de incidencia. G Son absorbidos por el cristal y éste emite una radiación con longitud de onda conocida.


118

B – Responder las siguientes preguntas: 1- Comparar los enlaces del grafito y el diamante. ¿Se trata de sólidos cristalinos o amorfos? ¿Qué tienen en común estos dos materiales?

2- Describir el tipo de enlace de la arena (SiO 2 ), la cual funde a altas temperaturas, no conduce una corriente eléctrica y no se disuelve en agua ni en hexano. Además no es reactiva. 5

5

3- La aspirina (ácido acetilsalicílico), tiene un punto de fusión de 135 ºC. Es moderadamente soluble en alcohol etílico y disolventes no polares. Clasificar el tipo de enlace de la aspirina.

4- Las copas de cristal tienen un contenido mayor de PbO que el vidrio ordinario. Si se dejan caer, la copa se hace añicos y algunos fragmentos tienen ángulos irregulares. ¿Cómo clasificaría a este sólido?

5- Describir la diferencia entre un ordenamiento cúbico simple, cúbico centrado en el cuerpo y cúbico centrado en las caras. ¿Cuál de estas estructuras daría la densidad más alta para el mismo tipo de átomos? ¿Cuál daría la densidad más baja?


119

6- Los puntos de fusión de los óxidos de los elementos del tercer período se indican entre paréntesis: Na 2 O (1275ºC), MgO (2800ºC), Al 2 O 3 (2045ºC), SiO 2 (1610ºC), P 4 O 10 (580ºC), SO 3 (16.8ºC), Cl 2 O 7 (-91.5ºC). Clasifique los sólidos según los tipos de cristales que forman. 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

7- Un sólido es duro, quebradizo y no conduce la electricidad. Su forma fundida (la forma líquida de la sustancia) y una disolución acuosa que contenga la sustancia conducen la electricidad. Clasifique el sólido.

8- Un sólido es suave y tiene punto de fusión bajo (menor a 100 ºC). El sólido, su forma líquida y una disolución acuosa que lo contiene son todos no conductores de la electricidad. Clasificar el sólido.

9- Un sólido es muy duro y tiene punto de fusión alto. Ni el sólido ni su forma líquida conducen la electricidad. Clasifique el sólido.


120

CAPÍTULO 6: TEORÍA CUÁNTICA – ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

TEORÍA CUÁNTICA – ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 1- ELEMENTOS A lo largo de la historia del desarrollo de la química, fueron necesarios muchos siglos para alcanzar la comprensión actual de los elementos químicos. Si una sustancia es un elemento, no puede descomponerse en sustancias más simples

Muchos de los primeros símbolos que se utilizaron para representar diferentes sustancias provenían de la mitología antigua. Los alquimistas representaban los elementos con símbolos taquigráficos para mantener secretos sus trabajos.

El químico sueco J.J. Berzelius en 1814 introdujo un sistema de notación sencillo que se continúa usando en la actualidad. El símbolo de un elemento está compuesto por no más de 3 letras, la primera siempre se escribe en mayúscula, la segunda y la tercera, si las hay, van siempre en minúscula. Los nombres de los elementos y sus símbolos provienen de palabras latinas, griegas o alemanas que describen una propiedad característica. Otros provienen del lugar donde se los descubrió o tienen el nombre de un científico famoso. En la tabla a continuación se listan los elementos más importantes junto con su símbolo, el origen del nombre y las principales aplicaciones.


123

Elemento Aluminio

Símbolo Al

Origen del nombre Latín, alumen (alumbre)

Antimonio

Sb

Latín, stibium (marca)

Argón

Ar

Griego, argon (inactivo)

ƌƐĠŶŝĐŽ Azufre

As S

Latín, arsenicum Sánscrito, sulvere

Bario Berilio

Ba Be

Griego, baris (pesado) Griego, beryl

Bismuto

Bi

Boro

B

Alemán, bismutum (masa blanca) Árabe, buraq

Bromo

Br

Cadmio

Cd

Griego, bromos (olor intenso) Latín, cadmia

Calcio Carbono

Ca C

Latín, calx (cal) Latín, carbo (carbón)

Cesio Cloro

Cs Cl

Latín, caesius (azul cielo) Griego, chloros (amarillo verdoso)

Cobalto

Co

Cobre

Cu

Alemán, kobold (duende) Imanes, Latín, cuprum

Criptón Cromo Estaño

Kr Cr Sn

Griego, kryptos (oculto) Griego, chroma (color) Latín, stannum

Estroncio

Sr

Strontian, Escocia

Flúor

F

Latín, fluere (fluir)

Fósforo.

P

Galio Germanio

Ga Ge

Helio Hidrógeno

He H

En griego, productor de luz Latín, Galia (Francia) Latín, Germania (Alemania) Griego, helios (sol) Griego, hydro (agua) y


124

Algunos usos importantes Utensilios de cocina, aeronaves, recipientes, aleaciones estructurales. Baterías, revestimientos de cables, materiales a prueba de llama. Bombillas eléctricas, tubos fluorescentes. Semiconductores (es tóxico) Pólvora, neumáticos, ácido sulfúrico, papel, fumigantes Pintura, vidriería, fuegos artificiales. Aleación para resortes, herramientas que no producen chispas, computadoras. Aleaciones de bajo punto de fusión para fundición, aspersores contra incendio. Ablandador de agua de bórax, endurecedor de acero, vidrio de borosilicato. Compuestos que se emplean como medicinas, tintas y fumigantes. Aleaciones de bajo punto de fusión, baterías, recubrimientos. Cemento, cal, aleaciones Diamantes, carbón vegetal, lubricantes de grafito, neumáticos, tintas, manufactura de productos químicos. Celdas fotoeléctricas Purificación de agua, blanqueo de papel, tintas, manufactura de productos químicos. herramientas, acero inoxidable Cable eléctrico, latón, monedas, alguicida. Bombillas eléctricas brillantes Acero inoxidable Aleaciones (peltre, bronce, soldadura), recubrimiento del acero para latas. Luces de Bengala y fuegos artificiales (color rojo) Producción de uranio, grabado de vidrio, freón Fertilizantes, detergentes, células vegetales y animales Semiconductores, transistores Semiconductores, transistores Soldadura, globos, buceo Manufactura de amoníaco, cohetes,

Hierro

Fe

genes (formador de) Latín, ferrum

Litio

Li

Griego, lithos (piedra)

Magnesio

Mg

Magnesia, Grecia

Manganeso Mercurio

Mn Hg

Latín, Magnes (magneto) Griego, hydragirium

Neón Níquel

Ne Ni

Nitrógeno

N

Griego, neos (nuevo) En alemán, Satanás, el viejo Nick Griego, nitron

Oro

Au

KǆşŐĞŶŽ

O

Plata

Ag

Latín, aurus (aurora resplandeciente) Griego, oxys (ácido), genes (formador de) Latín, argentum

Platino

Pt

Español, platina (plata)

Plomo

Pb

Latín, plumbum

Potasio

K

Silicio

Si

Inglés, potash Latín, kalium Latín, silex (pedernal)

Sodio

Na

Latín, natrium

Tungsteno

t

Sueco, tung sten (pesado) Alemán, wolfram

Yodo

I

Griego, iodos (violeta)

Zinc

Zn

Alemán, zink

hidrogenación de aceite vegetal. Acero, aleaciones, imanes, máquinas, herramientas. Lubricantes, síntesis de sustancias orgánicas Bombillas de magnesio, luces de Bengala, aleaciones ligeras Aleaciones de acero, pilas secas Termómetros, interruptores eléctricos, baterías, lámparas fluorescentes, explosivos. Anuncios publicitarios de neón Acero inoxidable, monedas, bóvedas, placas para blindaje. Síntesis de amoníaco, criogenia (temperaturas muy bajas -196ºC) Conductores eléctricos, joyería, monedas Respiración, combustión, compuestos orgánicos Monedas, productos químicos fotográficos, joyería, platería, contactos eléctricos, baterías. Joyería, motores a reacción, resistencia a la corrosión Municiones, baterías, protección contra la radiación Fertilizante, compuestos químicos Semiconductores, chips de computadora, abrasivos Presente en muchos compuestos químicos Punto de fusión más alto, bombillas eléctricas, herramientas, taladros dentales, acero. Medicina, tratamiento de la tiroides, manufactura de productos químicos. Clavos galvanizados (recubiertos de zinc), piezas troqueladas, pigmentos, cosméticos.


125


126

LOS ÁTOMOS 2.1- TEORÍA ATÓMICA DE DALTON En 1808, un científico inglés, John Dalton, formuló una teoría para explicar la composición del átomo. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia en las que se basa esta teoría son las siguientes: 1) Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de cualquier otro elemento. 2) Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes es siempre un número entero o una fracción sencilla.

3) Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos: nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

Se pueden enunciar tres leyes relacionadas con las hipótesis de Dalton: >ĞǇ ĚĞ ůĂƐ ƉƌŽƉŽƌĐŝŽŶĞƐ ĚĞĨŝŶŝĚĂƐ ;WƌŽƵƐƚͿ: “Muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masa”


127

>ĞǇ ĚĞ ůĂƐ ƉƌŽƉŽƌĐŝŽŶĞƐ ŵƷůƚŝƉůĞƐ ;ĂůƚŽŶͿ͗ “Si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños”

>ĞǇĚĞĐŽŶƐĞƌǀĂĐŝſŶĚĞůĂŵĂƐĂ: La materia no se crea ni se destruye.

2.2- LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Los átomos tienen una estructura interna, es decir, están formados por partículas más pequeñas llamadas partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. EL ELECTRÓN Un tubo de rayos catódicos es un tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el aire. Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a una fuente de alto voltaje, la placa negativa llamada cátodo, emite un ƌĂǇŽŝŶǀŝƐŝďůĞ(ƌĂǇŽĐĂƚſĚŝĐŽ) que se dirige hacia la placa con carga positiva, llamada ánodo. Si el ánodo está perforado, el rayo invisible lo atraviesa y continúa su trayectoria hacia el otro lado del tubo. Cuando alcanza el final del tubo, cubierto de una forma especial, produce una fluorescencia o luz brillante.

Si los rayos catódicos son sometidos a un imán, los mismos son atraídos por la placa positiva y repelidos por la placa negativa, por lo tanto se deduce que los rayos catódicos tienen carga eléctrica negativa. A las partículas que componen los rayos catódicos se los denominó ELECTRONES. Experimentando con tubos catódicos, J.J. Thompson determinó que ůĂƌĞůĂĐŝſŶĞŶƚƌĞůĂŵĂƐĂǇ carga de ůŽƐƌĂǇŽƐĐĂƚſĚŝĐŽƐĞƌĂ-ϭ͘ϳϲǆϭϬ 8 C/g (coulomb/gramo). Milikan, a través de una serie de experimentos con gotas de aceite cargadas determinó la ĐĂƌŐĂĞůĠĐƚƌŝĐĂ del electrón: -ϭ͘ϲϬϮϮǆϭϬ -19 C. 3

3

3

3

Con este valor, determinó la masa del electrón: - Masa de un electrón = carga / (carga/masa) - Masa de un electrón = -1.6022 x 10 -19 C /-1.76 x 10 8 C/g - Masa de ƵŶĞůĞĐƚƌſŶсϵ͘ϭϬǆϭϬ -28 g El valor de masa de un electrón es un número muy pequeño. 3

3


128

3

3

3

3

>Z/d/s/ Cuando los rayos catódicos inciden sobre el vidrio o los metales, éstos emiten unos rayos muy energéticos capaces de atravesar la materia, oscurecer placas fotográficas y producir fluorescencia en algunas sustancias. Estos rayos no son desviados por un imán, no están cargados como los rayos catódicos. Su descubridor, W. Röntgen (1895) les dio el nombre de ZĂǇŽƐy͘ Posterior al descubrimiento de los rayos X, se observó que algunas sustancias como el Uranio emitían radiaciones en forma espontánea. Se denomina radiactividad a la emisión espontánea de partículas y/o radiación. (Marie Curie)

Se dice que un elemento es radiactivo cuando emite radiación en forma espontánea. La desintegración espontánea de un elemento produce tres tipos de radiaciones: ZĂǇŽƐ ĂůĨĂ ;ɲͿ͗ &ŽƌŵĂĚŽƐ ƉŽƌ ƉĂƌƚşĐƵůĂƐ ɲ cargadas positivamente. ZĂǇŽƐďĞƚĂ;ɴͿ : &ŽƌŵĂĚŽƐƉŽƌƉĂƌƚşĐƵůĂƐɴƋƵĞ son electrones (carga negativa) ZĂǇŽƐ ŐĂŵŵĂ ;ɶͿ͗ Rayos de alta energía y no presentan carga y no son afectados por un campo magnético externo. 8

8

8

8

8

8


129

LOS PROTONES Como los átomos son partículas eléctricamente neutras, si tienen partículas negativas deben tener la misma cantidad de cargas positivas para que el resultado sea carga eléctrica igual a cero. Para explicar esto, Thompson propuso a principios de 1900 que el átomo era una gran esfera con carga positiva uniforme en la que se adherían los electrones. (Como si fueran uvas (electrones) en gelatina (carga positiva).

En 1910, Rutherford junto con otros colegas bombardeó una lámina de oro con partículas alfa (carga eléctrica positiva) y observó que la mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin desviarse o bien con una ligera desviación. De vez en cuando, alguna de las partículas era desviada con un gran ángulo y en algunos casos las partículas alfa regresaban a la fuente radiactiva. La conclusión del experimento de Rutherford es que ůĂŵĂǇŽƌƉĂƌƚĞĚĞůŽƐĄƚŽŵŽƐĚĞďĞƐĞƌ espacio vacío.

Rutherford propuso que las cargas positivas del átomo estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo y lo llamó núcleo. Las partículas dentro del núcleo que tienen carga positiva se llaman protones. La masa de los protones es 1.67262 x 10 -24 g. Los protones tienen 1840 veces más masa que los electrones. Si imaginamos un átomo como si fuera un estadio de fútbol, el núcleo del átomo ocupa el espacio de una bolita de vidrio, tal es la magnitud de los espacios vacíos. 3

3

EL NEUTRÓN En 1932, J. Chadwick, bombardeando una lámina de berilio con partículas alfa, obtuvo una radiación de muy alta energía, similar a los rayos X. Experimentos posteriores demostraron que se trataba de una tercera partícula subatómica. Los neutrones son ƉĂƌƚşĐƵůĂƐĞůĠĐƚƌŝĐĂŵĞŶƚĞŶĞƵƚƌĂƐcon una masa ligeramente mayor que la masa de los protones.


130

Existen otras partículas subatómicas pero los electrones, protones y neutrones son los componentes del átomo más importantes para el estudio de la química.

Los protones y neutrones de un atomo estan confinados en el nucleo que es extremadamente pequeño. Los electrones forman un “nube”alrrededor del nucleo.

3- NÚMERO ATÓMICO – NÚMERO MÁSICO – ISÓTOPOS El número atómico (Z), es el número de protones en el núcleo de un átomo de un elemento. En un átomo neutro, el ŶƷŵĞƌŽ ĂƚſŵŝĐŽ ;Ϳ ƚĂŵďŝĠŶ ĞƐ ŝŐƵĂů Ăů ŶƷŵĞƌŽ ĚĞ ĞůĞĐƚƌŽŶĞƐ. Es decir, un átomo neutro tiene la misma cantidad de protones que de electrones. La identidad química de un elemento queda determinada por su número atómico. No existen dos elementos diferentes que tengan el mismo número atómico. Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con el número atómico. El número másico (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo.

A=Z+N A = Número másico Z = Número atómico N = Número de neutrones Simbólicamente, el número atómico y el número másico se representan de la siguiente manera:


131

Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma cantidad de protones. Algunos elementos existen naturalmente con diferente cantidad de neutrones, lo que hace que difieran en el número másico. Todos los átomos de aluminio de origen natural tienen 13 protones, 13 electrones y 14 protones. En algunos elementos no todos los átomos tienen el mismo número de neutrones. Por ejemplo, el núcleo de la mayor parte de los átomos de hidrógeno consta de un solo protón y no tiene neutrones (Z=1, A=1) pero aproximadamente 1 átomo de hidrógeno cada 5000 tiene un neutrón y un protón (Z=1, A=2). Existe un tercer átomo de hidrógeno que tiene un protón y dos neutrones (Z=1, A=3).

A los átomos de un mismo elemento que tienen número másico (A) diferente se los llama isótopos. Los isótopos tienen las mismas propiedades químicas porque tienen el mismo número atómico (Z) y en las reacciones participan los protones y los electrones, los neutrones no. Los isótopos se identifican generalmente por el número másico, por ejemplo Carbono 14, Litio 8, excepto con el hidrógeno que tienen nombre particular.

El uranio existe en la naturaleza bajo la forma de dos isótopos, el Uranio 235 y 238. El Uranio 235 se utiliza para las reacciones nucleares y la bomba atómica, uranio 238 no tiene la propiedad de fisionarse.


132

4- EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO La luz es una forma de energía radiante. Cuando se hace pasar un haz de luz blanca por un prisma, la luz se separa en un espectro continuo (arco iris). Los diferentes colores de la luz representan distintos niveles de energía. La luz azul, por ejemplo, tiene más energía que la luz roja a la misma intensidad.

Además de la luz, existen otras formas de energía radiante o radiación electromagnética que viajan por el espacio a la velocidad de la luz. Estas radiaciones se propagan en forma de ondas. La distancia entre crestas de ondas consecutivas se llama longitud de onda ;ʄͿ͘ ů ŶƷŵĞƌŽ ĚĞ ĐƌĞƐƚĂƐ ƋƵĞ ƉĂƐĂŶ ƉŽƌ ƵŶ ƉƵŶƚŽ determinado en 1 segundo recibe el nombre de frecuencia ;ʆͿ


133

En la figura a continuación se representan las diferentes radiaciones electromagnéticas y la relación con la longitud de onda.

Si la luz de una llama de una sustancia química determinada se hace pasar a través de un prisma no se obtienen un espectro continuo sino un conjunto de rayas que es característico de esta sustancia.

5- TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK Planck interpretó los espectros discontinuos postulando que ůŽƐ ĄƚŽŵŽƐ Ǉ ůĂƐ ŵŽůĠĐƵůĂƐ emiten (o absorben) energía sólo en cantidades discretas, como pequeños paquetes o cúmulos. A la mínima cantidad de energía que se podía emitir (o absorber) en forma de radiación electromagnética se denomina cuánto. La energía de la emisión se calcula según la siguiente fórmula: сŚ͘ʆ сŶĞƌŐşĂʆс&ƌĞĐƵĞŶĐŝĂŚсĐŽŶƐƚĂŶƚĞĚĞWůĂŶĐŬ;ϲ͘ϲϯ͘ϭϬ-34 J.s) ĞĂĐƵĞƌĚŽĐŽŶůĂƚĞŽƌşĂĐƵĄŶƚŝĐĂ͕ůĂĞŶĞƌŐşĂƐŝĞŵƉƌĞƐĞĞŵŝƚĞĞŶŵƷůƚŝƉůŽƐĚĞŚ͘ʆ Planck no pudo explicar por qué las energías debían ser finitas o cuantizadas pero pudo correlacionar los datos experimentales de las emisiones de sólidos en toda la gama de las longitudes de onda.


134

6- TEORÍA ATÓMICA DE BOHR DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO Bohr encontró una relación entre los electrones excitados que producen los espectros y la estructura electrónica de los átomos. Bohr planteó que los electrones de los átomos existen en niveles de energía específicos. Los electrones no pueden tener cualquier cantidad de energía, sino que deben tener ciertos valores específicos. Cuando un electrón absorbe un fotón o cuanto de energía eleva su energía un nivel, cuando vuelve al nivel original libera el cuanto o fotón. La energía liberada tiene frecuencias específicas y un espectro de líneas.

Analogía mecánica del proceso de emisión. La pelota puede parar en cualquier escalón pero nunca entre estos.

Se puede llevar los átomos a estados de energía más elevados mediante calor, luz, bombardeo con electrones y reacciones químicas. De acuerdo con el modelo de Bohr, los electrones se mueven en órbitas en torno del núcleo, como los planetas se mueven alrededor del sol. Los diferentes niveles de energía se pueden representar como órbitas diferentes.

De acuerdo con el modelo atómico de Bohr: 9 El número máximo de electrones (población) que pueden estar en un cierto nivel de energía es 2.n 2 , donde n es el número de nivel de energía que se está llenando. 3

3

PRIMER NIVEL DE ENERGÍA SEGUNDO NIVEL DE ENERGÍA TERCER NIVEL DE ENERGÍA

n=1 n=2 n=3

Población máxima de electrones = 2.1 2 = 2 Población máxima de electrones = 2.2 2 = 8 Población máxima de electrones = 2.3 2 = 18 3

3

3

3

3

3

9 Los átomos se construyen agregando sucesivamente un protón al núcleo y un electrón al nivel de energía apropiado.


135

9 Los electrones del último nivel se llaman electrones de valencia. Los gases nobles tienen el último nivel de energía completo por eso no reaccionan químicamente. Los cálculos de Bohr pudieron explicar el espectro del hidrógeno pero fallaban cuando se intentaba aplicar el modelo a átomos más pesados.

7- DUALIDAD ONDA PARTÍCULA De Broglie, en 1924 presentó el concepto de la dualidad onda-partícula: si las ondas luminosas en algunos momentos presentan comportamiento de partículas, del mismo modo, las partículas de materia pueden presentar comportamiento de ondas. Para De Broglie, un haz de electrones debería comportarse como un haz de luz. De Broglie demostró a través de fórmulas matemáticas muy complejas que las propiedades ondulatorias de un objeto de tamaño común (como una pelota de béisbol) son demasiado pequeñas para poder observarlas. Pero ƉĂƌĂ ŽďũĞƚŽƐ ƉĞƋƵĞŹŽƐ͕ ĐŽŵŽ Ğů ĞůĞĐƚƌſŶ͕ ůĂƐ ƉƌŽƉŝĞĚĂĚĞƐ ŽŶĚƵůĂƚŽƌŝĂƐ ƐĞ ǀƵĞůǀĞŶ significativas. Un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria (como por ejemplo la onda de una cuerda de guitarra). La longitud de la onda debe entrar una cantidad entera de veces en la circunferencia en la que se mueve el electrón para que no se cancele la onda a sí misma.

8- MECÁNICA CUÁNTICA Si se considera que el electrón se comporta como una onda, es imposible conocer su posición porque se propaga en el espacio. Principio de Incertidumbre de Heinsenberg: “Es imposible conocer con certeza la energía y la posición de un electrón simultáneamente”


136

Si la posición de una partícula se conoce con más precisión, la medición de su energía será más imprecisa. Si se aplica esta teoría al átomo de hidrógeno, ya no se puede hablar de órbita fija alrededor del núcleo porque se violaría el principio de incertidumbre. En 1926, Erwin Schrödinger formuló unas ecuaciones probabilísticas complejas que combinaban las propiedades de onda y la naturaleza de partícula del electrón con restricciones cuánticas.

Las ecuaciones de Schrödinger permiten obtener valores que corresponden a regiones de alta probabilidad de encontrar electrones en torno al núcleo. Al igual que una nube de electrones, las regiones de alta probabilidad electrónica no son las órbitas planetarias definidas del modelo de Bohr sino que representan niveles de energía menos definidos y también regiones denominadas subniveles o capas. La densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo.

El orbital atómico se considera como la función de onda del electrón de un átomo. Un orbital electrónico tiene la energía y distribución características de la densidad electrónica.


137

9- NÚMEROS CUÁNTICOS – ORBITALES ATÓMICOS Para describir la distribución de los electrones, la mecánica cuántica hace uso de tres números cuánticos: el número cuántico principal, el número cuántico angular y el número cuántico ŵĂŐŶĠƚŝĐŽ. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno, y se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están dentro. Existe un cuarto número cuántico, el spin que completa la descripción de los electrones de los átomos. EL NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)

8

El número cuántico principal (n) puede tomar valores enteros: 1, 2, 3, etc. Sólo en el átomo de hidrógeno, el n define la energía de un orbital. El número cuántico principal está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo de un determinado orbital. Si n es más alto, el electrón en ese orbital está más lejos del núcleo, el orbital es más grande y más inestable. EL NÚMERO CUÁNTICO DEL MOMENTO ANGULAR (l):

8

El número cuántico del momento angular (l) expresa la “forma” de los orbitales. Normalmente se expresan con letras. sĂůŽƌĚĞů Orbital

0 s

1 p

2 d

3 f

4 g

5 h

El valor de l depende del valor de n: Valor de n s 1 2 3 4 5 6

Valor de l d f

p

1s 2s 3s 4s 5s 6s

2p 3p 4p 5p 6p

3d 4d 5d 6d

g

4f 5f 6f

5g 6g

h

6h

EL NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m):

8

El número cuántico magnético (m) describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, el valor de m depende del valor de l.

Valores de l s p d f g h


-5

138

-4 -4

-3 -3 -3

-2 -2 -2 -2

Valores de m 0 -1 0 1 -1 0 1 -1 0 1 -1 0 1 -1 0 1

2 2 2 2

3 3 3

4 4

5

EL NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN DEL ELECTRÓN (s)

8

De acuerdo con experimentos realizados con los espectros electromagnéticos, se determinó que los electrones se comportaban como pequeños imanes. Esto se debe al movimiento rotatorio del electrón. Existen dos posibilidades de giro para el electrón: horario y antihorario. Para representar el sentido de giro se introdujo un cuarto número cuántico, el número de spin (s) que puede tomar dos valores ½ y -½. ORBITALES ATÓMICOS:

8

La combinación de los números cuánticos n, l y m definen un orbital.


139

ENERGÍA DE LOS ORBITALES:

8

En los átomos poli electrónicos, la energía de un orbital no depende sólo del número cuántico principal sino también del número cuántico angular y de la energía de repulsión entre los electrones dentro de los orbitales. De este modo, la energía necesaria para llenar un orbital 4s es menor que la necesaria para llenar un orbital 3d. Por esto, el orden de llenado de los orbitales atómicos deberá realizarse siguiendo los esquemas a continuación:

10- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA – WZ/E/W/K y>h^/ME Wh>/ – REGLAS DE HUND. La configuración electrónica de un átomo es la manera en la que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos.

WƌŝŶĐŝƉŝŽ ĚĞ ĞǆĐůƵƐŝſŶ ĚĞ WĂƵůŝ: No es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos, por lo menos deben diferir en el número de spin. Regla de Hund: La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de spines paralelos.


140

Cuando se llenan los orbitales p, d o f, primero se debe colocar un electrón en cada uno y luego proceder a completar los pares con spines opuestos. Se adjunta a continuación la configuración electrónica de los primeros 18 elementos de la tabla periódica.

11- EFECTO PANTALLA DE LOS ELECTRONES DE ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS Los electrones de los niveles más bajos de energía se encuentran, en promedio más cerca del núcleo atómico. Por ejemplo, si el orbital 1s está completo (2 electrones), éstos electrones pasan más tiempo cerca del núcleo que los electrones de los orbitales 2s y 2p que son más grandes. Se dice que los electrones del nivel 1s apantallan a los electrones de los niveles 2s y 2p, esto es, bajan la atracción que el núcleo ejerce sobre ellos. Es más fácil quitar un electrón del nivel 2 que del nivel 1. La forma de los orbitales s (esférica) comparada con los orbitales p (bilobular) implica que los electrones en los orbitales s están más cerca del núcleo respecto de los orbitales p, por esto, los electrones p son más fáciles de quitar que los electrones s.


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12- ^dZhdhZ^>t/^– CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA SIMPLIFICADA La estructura de Lewis de un átomo es una representación donde se muestran los electrones de valencia de ese átomo, es decir, los electrones correspondientes al último nivel de energía. Estos electrones son los que intervienen en las reacciones químicas. Los puntos dibujados alrededor del símbolo del elemento corresponden a la suma de los electrones correspondientes a los orbitales s y p del último nivel. Los pares de puntos representan los electrones apareados y los puntos no apareados representan los electrones no apareados.


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EJERCICIOS: TEORÍA CUÁNTICA – ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS A - Señalar con una cruz la respuesta correcta: 1D E F G

Si una sustancia es un elemento: tiene un símbolo asignado por los alquimistas. no puede descomponerse en sustancias más simples está formada por dos o más átomos iguales. tiene átomos.

2D E F G

>ŽƐĄƚŽŵŽƐĚĞƵŶĞůĞŵĞŶƚŽ͕ƐĞŐƷŶůĂƚĞŽƌşĂĚĞĂůƚŽŶ͕ son idénticos, de igual tamaño y propiedades químicas son diferentes a los átomos de cualquier otro elemento tienen diferente masa pero idénticas propiedades químicas se combinan entre sí y siempre dan moléculas diatómicas

3D E F G

͞>ĂŵĂƚĞƌŝĂŶŽƐĞĐƌĞĂŶŝƐĞĚĞƐƚƌƵǇĞ͟ĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞĂůĞŶƵŶĐŝĂĚŽĚĞ͗ la ley de las proporciones definidas la ley de conservación de la masa las reglas de Hund la ley de las proporciones múltiples

4D E F G

¿Cuál de los siguientes conjuntos corresponde a partículas subatómicas? átomos, moléculas y iones electrones, protones, neutrones partículas alfa, partículas beta, rayos gamma electrones, protones, neutrones y fotones

5D E F G

>ŽƐƌĂǇŽƐĐĂƚſĚŝĐŽƐƐĞĚŝƌŝŐĞŶŚĂĐŝĂĞůĄŶŽĚŽ(carga +) porque: el cátodo los expulsa en esa dirección están sometidos al campo magnético de un imán son electrones y tienen carga negativa son iones negativos atraídos por la carga positiva del ánodo.

6D E F G

Se denomina radiactividad a: la emisión inducida de partículas alfa la emisión espontánea de rayos alfa, beta y gamma los rayos catódicos la emisión de fotones en forma de radiación.


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D E F G

>Ă ĞǆƉĞƌŝĞŶĐŝĂ ĚĞ ZƵƚŚĞƌĨŽƌĚ ďŽŵďĂƌĚĞĂŶĚŽ ĐŽŶ ƉĂƌƚşĐƵůĂƐ ĂůĨĂ ƵŶĂ ůĄŵŝŶĂ ĚĞ ŽƌŽ demostró: que en el núcleo hay protones. que el núcleo tiene carga positiva que en el átomo la mayor parte del volumen corresponde a espacios vacíos que los electrones giran alrededor del núcleo describiendo una órbita.

8D E F G

El número atómico de un átomo: Define sus propiedades químicas es igual al número másico menos el número de neutrones es igual al número de neutrones más el número de electrones es igual al número de electrones del átomo

9D E F G

Los isótopos tienen ŝĚĠŶƚŝĐĂƐƉƌŽƉŝĞĚĂĚĞƐƋƵşŵŝĐĂƐƉŽƌƋƵĞ͗ tienen igual número de neutrones tienen igual número de electrones y protones tienen igual número másico tienen el mismo número atómico

10D E F G

Si la luz emitida por una sustancia pura se hace pasar por un prisma se obtiene: un espectro continuo como un arco iris un fotograma rayas de un solo color una serie de rayas a diferentes longitud de onda que es propia de ese elemento

11D E F G

La teoría cuántica de Planck plantea: que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades continuas que los átomos y las moléculas emiten energía en forma de radiación electromagnética que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas que los cuantos de energía son electrones

12D E F G

Bohr planteó su modelo atómico asemejando el átomo a: uvas (los electrones) en gelatina (núcleo de carga difusa) núcleo rodeado de nubes de electrones núcleo rodeado de electrones como si fuera un sistema planetario núcleo rodeado de electrones ubicados en orbitales.

13D E F G

^ĞŐƷŶĞƌŽŐůŝĞǇƐƵƉƌŝŶĐŝƉŝŽĚĞĚƵĂůŝĚĂĚŽŶĚĂƉĂƌƚşĐƵůĂ͗ las propiedades ondulatorias son significativas en partículas de masa muy pequeña las ondas son partículas y viceversa los electrones se comportan como una onda estacionaria anclada al núcleo los rayos catódicos son fotones que se comportan como ondas

7-


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14- ^ĞŐƷŶ ůĂ ŵĞĐĄŶŝĐĂ ĐƵĄŶƚŝĐĂ͕ Ğů ĐŽŵƉŽƌƚĂŵŝĞŶƚŽ ĚĞ ůŽƐ ĞůĞĐƚƌŽŶĞƐ ƐĞ ĚĞƐĐƌŝďĞ mediante: D orbitales y niveles de energía E orbitales que definen la energía y la densidad electrónica F órbitas definidas alrededor del núcleo G nubes de electrones B – Responder las siguientes preguntas: 1 – Dibujar diagramas de Bohr e indicar el número de electrones de valencia de los siguientes elementos: a) Magnesio b) Azufre c) Calcio d) Flúor

e) Nitrógeno f) Potasio g) Oxígeno h) Cloro

2- Dibujar la estructura de Lewis de los siguientes elementos: a) Magnesio b) Azufre c) Calcio d) Flúor e) Nitrógeno f) Potasio g) Oxígeno h) Cloro 3- Indicar los nombres de los elementos que tienen las siguientes configuraciones electrónicas: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 2p1 b) 1s2 2s2 2p6 c) 1s2 2s2 2p3 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 4- Dibujar las configuraciones electrónicas correspondientes a los elementos del punto 3. 5- Escribir las configuraciones electrónicas correspondientes a los elementos cuyo número atómico es: a) Z=8 b) Z=11 c) Z=17 d) Z=23


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e) Z=28 f) Z=34 g) Z=39 h) Z= 41 6- Completar la siguiente tabla: Elemento Número Número Cantidad Cantidad Cantidad atómico Másico de de de (Z) (A) protones electrones neutrones 40 37 73 79 44

Configuración electrónica

7- Contestar las siguientes preguntas: a) ¿Por qué el electrón número 11 del Sodio (Z=11) se encuentra en el tercer nivel de energía y no en el segundo?

b) ¿Por qué el último electrón del potasio (Z=19) ocupa el cuarto nivel de energía en lugar del tercero?

c) ¿Por qué el espectro de emisión del nitrógeno tiene muchas más rayas que el del hidrógeno?

d) ¿Cuál es la diferencia principal entre un orbital y las órbitas electrónicas de Bohr?

e) ¿Cuántos electrones s, p y d es posible tener como máximo en cualquier nivel de energía?

f) ¿Bajo qué condiciones puede entrar un electrón a un orbital que ya tiene un electrón?


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g) ¿Cuál de las configuraciones electrónicas no cumple el principio de exclusión de Pauli? Escribe correctamente la configuración errónea


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CAPÍTULO 7: PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS 1- LA TABLA PERIÓDICA En 1869, Dimitri Mendeleiev desarrolló una manera de ordenar los elementos que permitía predecir sus propiedades químicas, dejando espacios vacíos para aquellos elementos que no habían sido descubiertos en esa época. La tabla de Medeleev contaba con 66 elementos, en 1900 ya se habían llenado los espacios vacíos con 30 elementos más. La tabla de Mendeleiev ordenaba los elementos según sus masas atómicas y por esto presentaba algunas incongruencias ya que elementos de mayor masa atómica, de acuerdo a sus propiedades químicas deberían estar antes de otros con menor masa atómica. Por ejemplo, el argón es un gas noble con masa atómica 39.95 U.M.A que es mayor que la del potasio (39.10 uma), si los elementos se ordenaran de acuerdo con la masa atómica, el argón debería estar en el mismo grupo que el litio y el sodio. El argón es un gas inerte y se hubiera ubicado en el mismo grupo de los metales más reactivos. Observando estas incongruencias surgió la necesidad de buscar otras características de los elementos que marcara el orden en la tabla periódica diferente de la masa atómica.

En 1913, Henry Moseley descubrió la forma de medir el número atómico a través de una correlación entre éste y la frecuencia de los rayos X que se emiten al bombardear un elemento con electrones de alta energía. Generalmente el número atómico aumenta con la masa atómica, pero hay excepciones. Por ejemplo, el número atómico del potasio es 18 y el número atómico del argón es 19. Si ordenamos los elementos por su número atómico en lugar de su masa atómica el argón queda ubicado en el lugar correcto.


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2- ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA En la tabla periódica actual, los elementos están ordenados de acuerdo con su número atómico. Cada fila de la tabla periódica se llama período. El número de cada período corresponde al nivel energético más externo que tiene electrones en ese período de elementos. Los elementos que se comportan en forma similar se encuentran en grupos o familias y forman las columnas de la tabla periódica. Los elementos de un mismo grupo tienen la misma cantidad de electrones de valencia, por eso tienen propiedades químicas similares.

2.1 – PERÍODOS: Un período en la tabla periódica (filas) presenta una variación en cuanto a propiedades físicas y químicas similar a la de los otros períodos. Por ejemplo, el primer y segundo período empiezan con metales brillantes y reactivos a la izquierda, seguidos por sólidos opacos y no metales reactivos. Cada período termina en un gas noble incoloro y no reactivo. Los electrones de valencia de los elementos de un mismo período van aumentando de izquierda a derecha, esto explica la variación periódica de las propiedades químicas. 2.2 – GRUPOS Y FAMILIAS DE ELEMENTOS Las columnas verticales de elementos de la tabla periódica se llaman grupos cuando se nombran con el número y la letra (Ej. grupo IA) o familias cuando se los llama por el nombre de la misma (metales alcalinos). Los elementos correspondientes a los grupos A, se denominan elementos representativos. Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma cantidad de electrones de valencia.


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Bloque s: Todos los elementos del grupo IA tienen un electrón de valencia: un electrón s. Todos los elementos del grupo IIA tienen dos electrones de valencia: dos electrones s. Bloque p: Todos los elementos de los grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA tienen de 1 a 6 electrones respectivamente en el subnivel p más externo. Bloque d : Los elementos del bloque de los metales de transición, tienen de uno a 10 electrones en el subnivel d más externo. Bloque f : Los elementos del bloque de los metales de transición interna no se los utiliza habitualmente lo forman la serie de los lantánidos y actínidos. 8

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8

3- PROPIEDADES PERIÓDICAS 3.1 – RADIO ATÓMICO: No es posible establecer el radio o volumen atómico de un átomo porque éste no es una esfera dura con límites definidos. La probabilidad de encontrar a un electrón dentro de un átomo disminuye a medida que nos alejamos del núcleo. El tamaño atómico se basa en una distancia media de los electrones externos y el núcleo (radio atómico) El radio atómico normalmente se expresa en angstroms: 1 Å=1.10 -10 m = 0.1 nm = 100 pm) 3

3

Dentro de un GRUPO, el tamaño atómico aumenta con el número atómico. Dentro de cada grupo, el tamaño de los átomos aumenta a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos. Dentro de un PERÍODO, el tamaño atómico tiende a disminuir si el número atómico aumenta. Dentro de cada período, el tamaño atómico tiende a disminuir a medida que aumenta la cantidad de protones en el núcleo, los electrones están el mismo nivel de energía pero si el núcleo tiene más protones los atrae con mayor fuerza.


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3.2 – dDHK/ME/K Cuando un átomo gana o pierde electrones se forma una partícula cargada llamada ION. Lo átomos metálicos, normalmente tienen menos de 4 electrones de valencia, cuando pierden electrones y se transforman en iones positivos (cationes), disminuyen su radio atómico aproximadamente a la mitad.

Los átomos no metálicos, tienden a ganar electrones formando iones negativos (aniones). El anión negativo es significativamente más grande que el no metal correspondiente.

Se llaman iones isoelectrónicos a aquellos iones que tienen la misma cantidad de electrones. En este tipo de iones, el radio iónico aumenta a medida que la carga nuclear positiva disminuye. 3.3 – ENERGÍA DE IONIZACIÓN La cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal se llama energía de ionización. La energía de ionización es una propiedad periódica de los elementos y representa cuán fuertemente están unidos los electrones a un átomo. La energía para extraer el primer electrón se llama energía de primera ionización. La energía para extraer más de un electrón es mayor a medida que sacamos más electrones.


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Cuando se quita un electrón de un átomo neutro, disminuye la repulsión entre los electrones restantes. Como no cambia la carga del núcleo, se necesita más energía para quitar otro electrón del ion cargado positivamente.

Dentro de cada WZ1KK͕ la energía de ionización de los elementos aumenta con el número atómico. Dentro de un 'ZhWK͕ la energía de ionización de los elementos disminuye si aumenta el número atómico. Los elementos más metálicos (Grupo IA) tienen las energías de ionización más pequeñas. La energía de ionización está relacionada con el tamaño atómico. En general, se necesita más energía para extraer un electrón de un átomo más pequeño porque su electrón externo está más cerca del núcleo. Los gases nobles son los elementos que tienen las energías de ionización más altas pero esta energía disminuye a medida que aumenta el tamaño atómico. Los valores tan altos de energía de ionización explican el hecho de que los gases nobles sean químicamente inertes. 3.4 – AFINIDAD ELECTRÓNICA La afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. y (g) + e - їy- (g) 5

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3

3

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Un valor grande, positivo, de afinidad electrónica significa que el ión negativo es muy estable, es decir, el átomo tiene una gran tendencia a aceptar un electrón. En un mismo PERÍODO, la tendencia a aceptar electrones (afinidad electrónica) aumenta con el número atómico. Los halógenos (grupo VIIA) tienen los valores más altos de afinidad electrónica. Al incorporar un electrón adquieren la configuración electrónica del gas noble que está a su derecha en la tabla por lo que los aniones son muy estables. En un mismo GRUPO la tendencia a aceptar electrones (afinidad electrónica) disminuye con el número atómico. 3.5 – PUNTO DE FUSIÓN Y PUNTO DE EBULLICIÓN Las tendencias de los puntos de fusión y ebullición son una medida de las fuerzas de atracción entre átomos.

Los primeros dos halógenos, flúor y cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es un líquido rojizo y el yodo es un sólido gris acero. A medida que aumenta el número atómico, aumenta también la fuerza de atracción entre los átomos del grupo VIIA, por eso aumenta el punto de fusión y el punto de ebullición.


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En el grupo IA de los metales alcalinos, la tendencia es contraria, el punto de fusión y ebullición disminuye a medida que aumenta el número atómico. Las fuerzas de electronegatividad disminuyen de izquierda a derecha, dentro de un mismo período, los puntos de fusión aumentan abruptamente conforme las fuerzas de atracción cambian, de fuertes enlaces metálicos con electrones libres a sólidos como el carbono o el silicio donde los electrones están sujetos a una red compleja. Después los puntos de fusión disminuyen abruptamente en los no metales que tienen fuerzas de atracción débiles.

3.6 – DENSIDAD Dentro de cada GRUPO la densidad aumenta con el número atómico. En un mismo PERIODO la densidad aumenta y luego disminuye. Los elementos de mayor densidad están en el centro del período 6.

3.7 – POTENCIAL DE IONIZACIÓN: Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica (absorbe energía). 3.8 – >dZKE'd/s/͗ La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en


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una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo. 3.9 - CARÁCTER METÁLICO: Se entiende por metal un elemento con pocos electrones en su última capa (1 ó 2) y excepcionalmente (3 ó 4) y gran tendencia a cederlos. El no metal tendrá gran tendencia a la captación de electrones. Por tanto a medida que descendemos en un grupo los electrones están “más libres”, menos atrapados por el campo de atracción del núcleo y el carácter metálico aumentará. Al avanzar hacia la derecha en un periodo la afinidad electrónica al aumentar, hace que el átomo tenga tendencia a captar electrones (mayor electronegatividad), y por tanto el carácter metálico disminuirá. 3.10 – INTEGRACIÓN:

4- HIDRÓGENO


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El hidrógeno se coloca en el grupo IA de la tabla periódica porque tiene un electrón de valencia como el resto de los elementos de este grupo. Sin embargo, el hidrógeno es un gas diatómico (H 2 ) que tiene una química muy diferente al resto del grupo. El hidrógeno es el elemento más abundante del universo. Se combina con el oxígeno para formar agua (H 2 O) que es el componente más abundante en la Tierra. Actualmente el hidrógeno está tomando importancia como combustible. 5

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5- GRUPO IA – METALES ALCALINOS

Los metales alcalinos: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb) y Cesio (Cs), son metales blandos, de color gris plateado, que se pueden cortar con un cuchillo. Tienen baja densidad y son buenos conductores de la electricidad y el calor. Reaccionan con el agua, el oxígeno y otras sustancias. Como son fácilmente combinables nunca se los encuentra en la naturaleza como elementos libres. Los compuestos representativos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en los depósitos salinos. En estado puro, se almacenan al vacío para impedir la reacción con el oxígeno, una vez abierto el recipiente se guardan inmersos en aceite mineral o querosén para impedir la oxidación. El sodio y el potasio son los más abundantes. 6- METALES IIA – METALES ALCALINOTÉRREOS

Los metales del grupo IIA: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba) y Radio (Ra) se denominan alcalinotérreos. Tiene puntos de fusión más altos que los metales alcalinos y una mayor densidad. Son menos reactivos que los metales alcalinos y como tienen dos electrones de valencia, forman cationes con carga +2.


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El calcio es el más abundante (4% de la corteza terrestre). El carbonato de calcio (CaCO3) forma la caliza, el mármol y la calcita. La cal, el cemento y los huesos son ricos en calcio. El magnesio metálico se emplea en el polvo de iluminación instantánea y en aleaciones de aluminio para aviones y proyectiles. Las aguas duras contienen iones Ca+2 y Mg+2. El berilio se emplea en aleaciones para productos que no producen chispas, resortes y electrodos para soldadura. El berilio y sus compuestos son tóxicos y caros. El bario se emplea en pinturas de color blanco. El radio es radiactivo. 7- GRUPO IIIA – TERREOS

El primer elemento de este grupo es el Boro (B) en cuyas propiedades predomina el carácter no metálico. El boro se encuentra en la naturaleza en forma de Bórax que se emplea como ablandador de agua y agente de limpieza. El ácido bórico se utiliza como antiséptico leve en lociones oculares. También se utiliza en la fabricación del vidrio. Desde un punto de vista químico el Boro se comporta de forma más parecida al metaloide Silicio. El resto de los componentes del grupo: Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In) y Talio (Tl) forman iones con carga positiva +3. El aluminio se encuentra entre dos metaloides en la tabla periódica pero en sus propiedades predomina el carácter metálico: es buen conductor del calor y de la electricidad, es un metal dúctil. Es demasiado reactivo por lo que no se encuentra en forma libre en la naturaleza sino en forma de compuestos con oxígeno y silicio. El aluminio metálico se obtiene a partir de estos compuestos y tiene múltiples usos especialmente por su carácter de metal liviano. El galio funde a 29.8 ºC. Se está comenzando a utilizar este metal en semiconductores para computadoras y celdas solares. El indio es muy blando, se emplea en transistores y recubrimientos de espejo. El talio y sus compuestos son tóxicos. 8- 'ZhWK/s– LA FAMILIA DEL CARBONO


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El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en los elementos del grupo IVA. El carbono se presenta en la naturaleza en diferentes formas cristalinas, lo que explica la diferencia en dureza del diamante vs el grafito. Estas diferentes formas de presentarse se llaman alótropos.

Además de los dos óxidos de carbono CO2 y CO, el carbono está presente en una gran cantidad de compuestos que son el objeto de estudio de la química orgánica. El silicio es un metaloide con propiedades de carácter no metálico. No se encuentra en la naturaleza como elemento libre (26% de la corteza terrestre). El dióxido de silicio o cuarzo se utiliza en la industria del vidrio. El silicio también es utilizado en la fabricación de chips de computadoras y como semiconductor. El germanio también es un semiconductor metaloide que se emplea en aplicaciones electrónicas. El estaño y el plomo son metales típicos. El estaño se utiliza principalmente en la fabricación de hojalata (acero recubierto con una fina capa de estaño) y en aleaciones con bronce en soldaduras. El plomo se emplea en la fabricación de electrodos de baterías y como escudo para la radiación nuclear. También se utiliza en pinturas de uso doméstico (pigmentos blancos y amarillos). Actualmente existen controles debido a la contaminación ambiental por plomo. 9- 'ZhWKs – NITROGENADOS

El nitrógeno (N2) forma parte del 78% del volumen del aire. Forma parte de los aminoácidos que componen las proteínas. El nitrógeno del aire es transformado por algunas bacterias del


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suelo en amoníaco funcionando como fertilizante natural. Industrialmente se combina con el hidrógeno para la fabricación de amoníaco y ácido nítrico. El fósforo es un sólido reactivo que no se encuentra libre en estado natural. Se presenta en diferentes formas alotrópicas, una de ellas, de color rojo, se utiliza en la fabricación de fósforos. En estado puro es muy reactivo, reacciona espontáneamente con el oxígeno. El ácido fosfórico se emplea en la fabricación de bebidas gaseosas. Minerales con contenido de fósforo se utilizan como fertilizantes. El fósforo es indispensable para el funcionamiento de las células vegetales y animales.

El ĂƌƐĠŶŝĐŽ es un metaloide en cuyas propiedades predomina el carácter no metálico. El arsénico es tóxico porque imita todas las propiedades del fósforo pero no puede actuar como éste en los tejidos vivos con resultados letales. Ciertos fungicidas e insecticidas de uso agrícola contienen arsénico. También se usa como semiconductor y en los láseres. El antimonio es un metaloide con propiedades predominantemente metálicas. Es quebradizo y escamoso con brillo metálico. Se utiliza para aumentar la dureza del plomo. También forma parte de algunos pigmentos de pinturas y en agentes a prueba de fuego. El bismuto es el único metal de este grupo. Se utiliza en aleaciones como el peltre y en aleaciones de bajo punto de fusión (fusibles eléctricos y rociadores contra incendios). También se utiliza bismuto en cosmética. 10- 'ZhWKs/– >&D/>/>Ky1'EK

El ŽǆşŐĞŶŽŐĂƐĞŽƐŽ(O2) es indispensable para la vida. Es necesario para quemar combustibles fósiles y para la respiración de los seres vivos. En ambos procesos se desprende CO2 y agua como subproductos. El oxígeno constituye el 21% de la corteza terrestre. Una forma alotrópica del oxígeno es el ozono (O3) que es más reactivo que el oxígeno gaseoso y se forma mediante una descarga eléctrica (por ejemplo en la combustión de un motor). También se forma ozono por acción de la luz ultravioleta en el aire (genera un olor “fresco” cuando hay tormenta eléctrica).


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El azufre es un no metal que existe en forma libre en la naturaleza como un sólido amarillo. Las moléculas de azufre contienen 8 átomos de azufre en forma de anillo (S8). Este elemento es importante en la fabricación de caucho y ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). Los compuestos de azufre se utilizan como blanqueadores de granos y frutas (sulfitos). El selenio es un no metal que tiene la propiedad de que la conductividad eléctrica aumenta con la intensidad de la luz por lo que se emplea en medidores de luz, cámaras y fotocopiadoras. Su uso está restringido por su toxicidad. También le da color rojo al vidrio por lo que se utiliza en luces para señales de tránsito. El telurio tiene apariencia metálica pero es un metaloide cuyas propiedades son no metálicas. Se emplea en semiconductores y para endurecer placas de plomo. El polonio es un elemento radiactivo que emite radiación alfa y gamma. Su manejo es muy peligroso y sus usos están relacionados con su radiactividad. 5

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11- 'ZhWKs//– LOS HALÓGENOS

La familia de los halógenos está formada por el flúor (F 2 ), Cloro (Cl 2 ), el Bromo (Br 2 ), el Yodo (I 2 ) y el ástato (At 2 ) El nombre de la familia proviene del griego y significa formadores de sal. Todos son biatómicos y demasiado reactivos para existir en la naturaleza en forma libre. El flúor es un gas amarillo pálido y el elemento con mayor carácter no metálico de todos. Muchas de sus reacciones producen explosiones o fuego. La madera y el caucho se encienden en presencia de flúor. El flúor se combina con el carbono para producir compuestos llamados fluorocarbonos, como el Freon-12 (CCl 2 F 2 ) utilizado como refrigerante en acondicionadores de aire. Otro fluorocarbono es el Teflón, un polímero utilizado en recubrimientos. El flúor también se utiliza para prevenir caries dentales. El cloro es un gas amarillo verdoso, de olor irritante, que reacciona con casi todos los elementos. En condiciones elevadas es tóxico. El cloro se utiliza en la potabilización del agua, en la fabricación de papel, de materiales textiles, blanqueadores, medicinas, insecticidas, pinturas, plásticos. 5

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El bromo es el único elemento no metálico que a temperatura ambiente es líquido. Es de color rojo y desprende un vapor rojizo picante y tóxico. El bromo se utiliza en la fabricación de sustancias químicas para fotografía, tintas y retardantes de encendido. El ǇŽĚŽes un sólido cristalino de color gris acero a temperatura ambiente. Cuando se calienta, sublima, es decir, pasa directamente al estado gaseoso. El vapor de yodo es de color violeta. Los compuestos de yodo se emplean en fotografía y en medicina. El cuerpo humano necesita yodo para fabricar la hormona tiroidea llamada tiroxina. Todos los isótopos del astato son radiactivos. Se cree que en todo el planeta tierra habría alrededor de 30g de astato. 12- 'ZhWKs///– LOS GASES NOBLES

Los elementos del grupo VIIA se llaman gases nobles: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Criptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn). Existen como átomos gaseosos individuales (moléculas monoatómicas) que no tienden a participar en reacciones químicas con otros elementos. Los gases nobles tienen su último nivel de energía de electrones completo, 2 electrones el helio y 8 todos los demás. Esto explica su estabilidad y su baja reactividad. El helio se obtiene del gas natural, el resto se obtiene del aire licuado. La propiedad característica de los gases nobles es de ser inertes. Debido a su baja densidad y a su carácter de no inflamable, el Helio se utiliza para llenar globos y dirigibles. El helio y el argón se utilizan en la soldadura de arco y en procesos metalúrgicos para impedir reacciones con el oxígeno y el nitrógeno del aire. Algunos tubos luminosos se llenan con una mezcla de argón y nitrógeno para prolongar la vida útil del filamento incandescente. El criptón es caro pero aumenta el brillo y la luminosidad de ciertas bombillas de luz fluorescente. Se obtienen luces de neón cuando se hace pasar una corriente eléctrica en un tubo de neón gaseoso a baja presión. En la industria automovilística se utiliza neón en las luces de freno y también se usa el Xenón en las luces delanteras (es mucho más brillante que las luces normales).


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13- METALES DE TRANSICIÓN

Los metales de transición son más quebradizos y duros y tienen puntos de ebullición y fusión más altos que los demás metales. Los metales de transición son mucho menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos. Existen naturalmente en forma pura algunos de ellos como el oro, la plata el hierro y el manganeso. Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del nivel s más externo además de electrones d retenidos débilmente en el nivel de energía más bajo siguiente. Un metal de transición específico pierde un número variable de electrones para formar iones positivos con cargas diferentes. Por ejemplo Fe +2 y Fe +3 . Muchos compuestos de metales de transición tienen colores brillantes debido a un número variable de electrones no apareados. Los metales del grupo IB, Cobre (Cu), Oro (Au) y Plata (Ag) se denominan metales de acuñación, siendo los tres buenos conductores del calor y la electricidad. El cobre tiene un color rojizo que se oscurece a medida que reacciona con el oxígeno y los compuestos azufrados del aire. El cobre se utiliza en cables eléctricos, acuñación, tuberías y aleaciones: latón, bronce, plata de ley. La plata es el mejor conductor del calor y la electricidad. Se emplea en acuñación, joyería, contactos eléctricos, espejos, baterías y compuestos químicos para fotografía. El oro es el más dúctil y maleable de todos los metales. Es blando, normalmente contienen pequeñas cantidades de otros metales que lo hacen más duro. El oro no reacciona con el aire ni con la mayor parte de las sustancias químicas. 3

3

3

3

Otros metales de transición de uso extendido son los del cuarto período: Cromo (Cr), Hierro (Fe), Cobalto (Co), Níquel (Ni) y Zinc (Zn).


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El hierro es el metal más abundante y de más bajo costo. Las aleaciones de Fe conocidas como aceros contienen pequeñas cantidades de cromo, manganeso y níquel que le dan resistencia, dureza y durabilidad. El hierro galvanizado está cubierto por una capa de zinc. Aproximadamente un tercio de todo el zinc que se produce se utiliza para galvanizar alambres, clavos y metal laminado. El zinc también se usa en la producción de latón, pilas y piezas fundidas.

14- METALES DE TRANSICIÓN INTERNA El lantano (La) tiene número atómico 57, los elementos cuyos números atómicos van desde el 58 al 71 se llaman LANTÁNIDOS. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s más otros electrones en el subnivel 4f. El actinio (Ac) tiene número atómico 89, los elementos cuyos números atómicos van desde el 90 al 103 se llaman ACTÍNIDOS. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 7s más otros electrones en el subnivel 5f. Estos elementos se conocían como “tierras raras” pero no son tan raros como se pensaba. Tienen propiedades tan semejantes que son muy difíciles de separar químicamente. Se utilizan en piedras de encendedor, lámparas de arco de carbono, láseres, agentes para colorear vidrio y compuestos de intenso color rojo. Elementos transuránicos: El uranio (U) tiene número atómico 92 y es el elemento de origen natural con mayor número de protones. Los elementos de número atómico mayor a 92 no existen en forma natural, se han obtenido en el laboratorio (en total, hasta ahora son 23). Algunos son estables y otros se desintegran radiactivamente rápidamente. Todos ellos son radiactivos, con una vida media más corta que la edad de la tierra, de esta forma muchos de los átomos de estos elementos, es muy posible que estuvieran presentes en la formación de la tierra. Las trazas de neptunio y plutonio aparecen sólo durante las pruebas de las bombas atómicas explotadas en la atmósfera. Tanto el Np como el Pu generados proceden de la captura de neutrones en el uranio con dos reacciones posteriores. La mayoría de los elementos generados de forma artificial se pueden obtener como elemento sintético vía reacciones nucleares o acelerador de partículas. La vida media de estos elementos suele decrecer con el número atómico. Existen, no obstante excepciones, que incluyen el Dubnio y algunos isótopos del curio. El químico Glenn T. Seaborg (Premio Nobel de Química) llegó a crear leyes empíricas capaces de predecir estas anomalías, todas ellas se categorizan en lo que viene a denominarse como “isla de estabilidad”. Los elementos transuránicos no descubiertos todavía, o que no han sido denominados de forma oficial, emplearán la nomenclatura indicada por la IUPAC. La mayoría de los elementos transuránicos han sido descubiertos y producido por dos grupos de investigadores:


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Un grupo de hŶŝǀĞƌƐŝƚǇŽĨĂůŝĨŽƌŶŝĂ, Berkeley, bajo diferentes líderes: Edwin Mattison McMillan, primero en producir elementos transuránicos: 93. Neptunio (Np), nombrado para recordar al planeta Neptuno, seguido por Uranio y Neptuno en la regla simple de que Urano es el siguiente secuencia planetaria. Glenn T. Seaborg, siguiente en el orden temporal de directores de que produjo: 94. Plutonio (Pu), nombrado para recordar el planeta enano Plutón, siguiendo la misma regla de denominación, es el astro siguiente al planeta Neptuno en la órbita del sistema solar. 95. Americio (Am), nombrado en honor de su elemento análogo Europio, dando el nombre del continente donde fue por primera vez producido. 96. Curio (Cm), nombrado en honor de Pierre y Marie Curie famosos científicos que fueron los primeros en separar un elemento radiactivo. 97. Berkelio (Bk), denominación asignada en honor de la ciudad de Berkeley, donde se ubica la University of California en Berkeley. 98. Californio (Cf), nombrado en honor del estado de California, donde se ubica la Universidad. Albert Ghiorso, fue del equipo de Seaborg que produjo el curio, berkelio y el californio, fue ascendido a director, y llegó a producir: 99. Einsteinio (Es), nombrado en honor del físico Albert Einstein. 100. Fermio (Fm), nombrado en honor de Enrico Fermi, el físico italiano que produjo por primera vez una reacción en cadena controlada. 101. Mendelevio (Md), denominado en honor a químico ruso Dmitriy Mendeleyev que fue el que dio forma a la tabla periódica de los elementos químicos que conocemos hoy en día. 102. Nobelio. 103. Lawrencio, Lr, nombrada así en honor de Ernest O. Lawrence, el físico que mejor llegó a conocer el ciclotrón, así como la persona del Lawrence Livermore National Laboratory (que dio lugar a la mayoría de estos elementos transuránicos). 104. Rutherfordio, Rf, nombrado en honor de Ernest Rutherford, que fue el primero en describir el concepto de núcleo atómico. 105. Un elemento para el que el grupo de Berkeley propuso como nombre hahnium, en honor de Otto Hahn el primer químico que detectó la evidencia de la fisión nuclear, pero el elemento hoy en día ha tomado la denominación de Dubnio, Db. 106. Seaborgio, (Sg), nombrado en honor a Glenn T. Seaborg. Este nombre tiene una controversia todavía viva, aunque el nombre de Seaborgio ha sido finalmente aceptado por la mayoría de los químicos. Un grupo de la Gesellschaft für Schwerionenforschung (Sociedad para la investigación de los iones férricos pesados) en Darmstadt Hessen, Alemania, bajo la dirección de Peter Armbruster, quien preparó: 107. Bohrio (Bh), denominado en honor del físico danés Niels Bohr, importante en el descubrimiento de la estructura del átomo. El grupo sugirió el nombre inicialmente de nielsbohrium, pero al final se decidió poner el nombre de bohrium.


169

108. Hassio (Hs), del latín del nombre de Hesse, el alemán Bundesland donde se realizó el trabajo. 109. Meitnerio (Mt), nombrado así en honor de Lise Meitner, física austriaca pionera en el estudio de la fisión nuclear que fue injustamente privada del honor del premio Nobel recibido por su colega Hahn en 1944, con quien había formado equipo hasta su exilio en 1938. 110. Darmstadtio (Ds) nombrado en honor a la ciudad de Darmstadt, Alemania. Donde se sitúa la empresa privada que descubrió el elemento, la empresa se denominaba: "Gesellschaft für Schwerionenforschung". 111. Roentgenio (Rg) nombrado así en honor a la físico alemán Wilhelm Conrad Röntgen, descubridor del los Rayos X.

Acelerador de partículas


170

EJERCICIOS: PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS 1) Indicar el nombre de la familia de los elementos con número atómico 9, 17, 35, 53 y 85. Describir sus semejanzas en cuanto a propiedades metálicas o no metálicas, número de electrones de valencia y subniveles de energía ocupado.

2) ¿Qué períodos de elementos contienen metales de transición? ¿Cuáles no los contienen?

3) ¿Qué períodos de elementos contienen metales de transición interna?

4) Comparar el tamaño (radio atómico) del ión Cloruro (Cl - ) con el ión (K + ). 3

3

3

3

5) ¿Qué es más grande, un átomo de Calcio o un ión Calcio (Ca 2+ )? 3

3

6) Seleccionar en cada par el elemento del que cabría esperar la energía de ionización más baja. Explicar por qué: 1) B y O

2) Li y Cs


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7) ¿Cuál es el elemento de cada par que tiene el punto de fusión más alto teniendo en cuenta su posición en la tabla periódica? a) Li y K b) F 2 y Br 2 5

5

5

8) Indicar el número de protones y de electrones de un átomo de: a) un átomo de K y un ión K + b) un átomo de Cloro y un ión Cl Indicar cómo se relaciona el número de electrones, el número de protones con el radio atómico de los iones K + y Cl 3

3

3

3

3

9) Comparar el tamaño de un ión sulfuro S 2+ y un ión cloruro Cl - . 3

3

3

3

10) ¿Qué grupos de elementos es el que tiene las energías de ionización más pequeñas? Normalmente, los elementos de este grupo ¿tienden a ganar o perder electrones?

11) ¿Qué grupos de elementos es el que tiene las energías de ionización más altas excluyendo a los gases nobles? Normalmente, los elementos de este grupo ¿tienden a ganar o perder electrones?

12) Predecir de cuál elemento de cada par tendrá la energía de ionización más pequeña. ¿Cuál elemento de cada par tiene más tendencia a formar un ión positivo? JSR. a) Mg o S b) F o Li c) Ba o Mg


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13) Predecir cuál elemento de cada par es de esperar un punto de fusión más alto. JSR a) W o Fe b) W o P c) Cr o K

14) Predecir cuál elemento de cada par es de esperar que tenga la mayor densidad a) Mg o Al b) Au o Pb c) Ni o Pt

15) ¿Por qué los elementos Na y K metálicos se conservan en aceite?

16) ¿Cuál es el elemento más abundante del grupo IIA? ¿En qué compuestos lo podemos encontrar?

17) ¿Qué elemento se extrae del bórax? ¿Qué usos se hace de este elemento?

18) Describir dos formas alotrópicas del carbono.

19) Indicar las fórmulas de las dos formas alotrópicas del oxígeno. ¿Cuál de ellas nos protege de los rayos ultravioletas en la atmósfera?


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20) ¿Cuál es el elemento que está presente en el latón y en el bronce? ¿A qué grupo de elementos pertenece de la tabla pertenece?

21) ¿Qué es un fluorocarbono? Nombrar un fluorocarbono común e indicar su uso.

22) ¿Cuál es el único elemento no metálico que es líquido a temperatura ambiente?

23) ¿Cuál es la diferencia entre el hierro, el acero y el acero inoxidable?

24) ¿Cuál es uno de los usos de los gases nobles?

25) ¿Qué son los elementos transuránicos? ¿Qué tienen de especial estos elementos?

26) Explicar la diferencia entre elementos lantánidos y actínidos:


174

27) Con respecto a los iones isoelectrónicos P 3- , S 2- , Cl - , K + y Ca 2+ , analizar las tendencias de tamaño y explicar el razonamiento. ¿Cuáles son los más grandes y cuáles más pequeños que los átomos correspondientes? 3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

28) Explicar el aumento en zigzag de la energía de ionización de los elementos del período 2 (del Li al Ne), en términos de tamaño atómico y subniveles electrónicos (s, p, d, f).

29) Un átomo de Magnesio tiene dos electrones de valencia, ¿cuál debería ser más grande, la energía de primera ionización o la segunda? ¿Por qué?

30) Si se sintetizara un elemento con número atómico 115, ¿cuáles son las propiedades que tendría? ¿Cuál es la utilidad de la tabla periódica en este sentido?


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CAPÍTULO 8: ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO 1- DEFINICIÓN DE ENLACE QUÍMICO Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas o a los iones en los cristales. 2- ENLACE IÓNICO Los metales tienden a perder sus electrones de valencia para formar iones positivos: CATIONES. Cuando pierden los electrones dejan su último nivel de energía completamente vacío y toman la configuración electrónica del gas noble anterior. Los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos: ANIONES. Cuando ganan electrones completan ocho electrones en su último nivel de energía, tomando la configuración electrónica del gas noble siguiente. Todos los gases nobles (excepto el helio que tiene dos electrones) tienen 8 electrones en su último nivel (2 electrones s y 6 electrones p). Por este motivo, se aplica la REGLA DEL OCTETO para el resto de los elementos, es decir, para tomar la configuración del gas noble más cercano deben rodearse de 8 electrones en su último nivel (ganando o perdiendo electrones según les convenga) Cuando se juntan un catión y un anión, se atraen por fuerzas electrostáticas opuestas y los elementos se unen.

Los enlaces iónicos se forman por transferencia completa de electrones.

Formación del Catión Litio >ŝї>ŝннϭĞ- (Cede un electrón – Configuración del He) Formación del Anión Flúor F + 1e-ї&- (Gana un electrón – Configuración del Ne) ĐƵĂĐŝſŶĐŽŵƉůĞƚĂ>ŝн&ї>ŝн&- (LiF = Fluoruro de litio – Atracción por cargas opuestas)


179

En estado sólido, los compuestos iónicos se organizan formando estructuras tridimensionales llamadas cristales, donde los iones positivos y negativos se intercalan y forman una red neutra. Para el caso de la red del cloruro de sodio, cada ión sodio se encuentra rodeado de 6 iones cloruro y al revés.

Todos los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es líquido ni gaseoso. Debido a la fuerte atracción de los iones por cargas opuestas, los sólidos iónicos tienen altos puntos de fusión, entre 300 ºC y 1000 ºC. Los puntos de ebullición de las sustancias iónicas son muy altos, entre 1000 ºC y 1500 ºC. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, cuando se disuelven, los iones se disocian, es decir, se separan y se desplazan libremente. Esto se debe a que el agua los acepta en su estructura. Si una sustancia iónica se disuelve en agua para formar una solución que conduce la electricidad se llama electrolito.

3- E>Ks>Ed Una ŵŽůĠĐƵůĂ es un conglomerado eléctricamente neutro de dos o más átomos unidos por pares compartidos de electrones (enlaces covalentes), que se comporta como una sola partícula. A una sustancia compuesta de moléculas se la llama sustancia molecular.


180

La formación de un enlace covalente puede imaginarse como dos átomos que se acercan el uno al otro entrelazando sus nubes electrónicas u orbitales y al suceder esto son difíciles de separar. La molécula que se forma es más estable que los átomos individuales. 3.1- E>Ks>EdEKWK>Z Cuando dos elementos son iguales (Por ejemplo, los gases diatómicos: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 ), para unirse no pueden “tomar” un electrón del otro porque ambos ejercen la misma atracción sobre sus electrones. Entonces, para tomar la configuración del gas noble más cercano, comparten los electrones formando pares. Cuando los átomos son iguales, la distribución de los electrones alrededor de los núcleos es uniforme, es decir, no hay electrones más cerca de un átomo que de otro. Este tipo de enlace se llama enlace covalente no polar. 5

5

5

5

5

5

5

5

E>Ks>EdEKWK>Z Dependiendo de la cantidad de electrones en el último nivel, los elementos pueden compartir más de un par de electrones, de esta forma, se puede encontrar enlaces covalentes simples (cuando comparten un par de electrones), enlaces covalentes dobles (cuando comparten dos pares) y enlaces covalentes triples (cuando comparten tres pares).


181

3.2- E>Ks>EdWK>Z Electronegatividad La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo en un enlace covalente de atraer hacia sí los electrones compartidos.

Un elemento es más electronegativo cuando ejerce mayor atracción sobre los electrones. Dentro de un mismo grupo, la electronegatividad aumenta a medida que disminuye el número atómico, dentro de un mismo período, la electronegatividad aumenta a medida que aumenta el número atómico.

La electronegatividad disminuye a medida que aumenta el carácter metálico.


182

De acuerdo con la diferencia de electronegatividades de los elementos que se unen es el tipo de enlace que se genera: Ejemplo Diferencia de Electronegatividad

Tipo de enlace

Más de 1.7 Menos de 1.7 Sin diferencia

IÓNICO Ks>EdWK>Z Ks>EdEKWK>Z

Par de elementos K y Cl P y Cl IyI

Diferencia de electronegatividad 3.0 - 0.8 = 2.2 3.0 – 2.1 = 0.9 2.5 – 2.5 = 0

Cuando los elementos que componen un enlace covalente son distintos, los electrones se comparten en forma desigual entre los átomos, este tipo de enlace se llama enlace covalente polar.

ENLACE Ks>EdWK>Z

4- ENLACE METÁLICO Se denomina enlace metálico a la unión de los átomos en los cristales metálicos. Un sólido metálico es una matriz de iones positivos que permanecen fijos en la red cristalina mientras que los electrones de valencia débilmente unidos se desplazan libremente por todo el cristal. La movilidad de los electrones en los sólidos metálicos determina la propiedad de éstos de conducir calor, electricidad y poseer su brillo característico.


183

La mejor forma de explicar el enlace metálico es con la teoría de la nube de electrones:

5- CARACTERÍSTICAS DE LOS ENLACES QUÍMICOS CARACTERÍSTICA

ENLACE IÓNICO Iones positivos y negativos

Partículas Unitarias

E>Ks>Ed

ENLACE METÁLICO

Moléculas

Átomos

Estado físico a temperatura ambiente

Sólido

Sólido, líquido o gaseoso

Punto de Fusión

Alto, de 300 a 1000ºC

Bajo, muy variable

Conductividad ĞůĠĐƚƌŝĐĂĐŽŵŽƐſůŝĚŽ Conductividad ĞůĠĐƚƌŝĐĂĨƵŶĚŝĚŽ Conductividad ĞůĠĐƚƌŝĐĂĞŶĂŐƵĂ

NO SI, buena SI, buena

Solubilidad

Solubles en disolventes polares como el agua

Ejemplos

Cloruro de sodio (NaCl) Cloruro de calcio (CaCl 2 ) 5

5

NO

SI

NO

SI

NO Compuestos covalentes no polares: Solubles en solventes no polares. Compuestos covalentes polares: Solubles en solventes polares. Metano (CH 4 ) Dióxido de carbono (CO 2 ) Agua (H 2 O) Iodo (I 2 ) 5

5

5

5

5


184

Todos los metales son sólidos excepto el Hg Muy variable, mayor a 28ºC,excepto el Hg

5

5

Los metales no son solubles en agua No son solubles en ningún solvente, algunos metales reaccionan con el agua, la mayoría reaccionan con ácidos.

5

Mg, Al, Fe, Zn

6- ^dZhdhZ^>t/^ Se denomina electrones de valencia a los electrones ubicados en las regiones más externas de los átomos y que están involucrados en los enlaces químicos. Las estructuras de Lewis son representaciones de los electrones de valencia mediante un sistema de puntos. Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de ese elemento. El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de grupo del elemento. Los elementos de un mismo grupo poseen configuraciones electrónicas externas similares y, por lo tanto, tendrán estructuras de Lewis similares también. Los metales de transición, lantánidos y actínidos tienen electrones d de las capas internas incompletas por lo que no es posible representar en forma sencilla de Lewis a estos elementos.

6.1 – La regla del octeto La regla del octeto establece que, al formarse un enlace químico, los átomos adquieren, pierden o comparten electrones, de tal manera que la capa más externa o de valencia de cada átomo contenga 8 electrones.

Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros o inertes tienen esta estructura de 8 electrones en su capa de valencia, con excepción del helio, quien sólo posee 2 electrones en total y es estable así. Se llama "regla del dueto" a la estabilidad alcanzada con sólo 2 electrones en la capa de valencia. El Helio y el Hidrógeno cumplen con esta regla.

La estabilidad química de los gases inertes se atribuye a esta configuración electrónica, y es debido a esta estabilidad el que los gases inertes casi no reaccionen, excepto a condiciones extremas de temperatura (entre 62ºC y 272ºC bajo cero).


185

Excepciones a la regla del octeto:

8

Octeto expandido:

8

6.2- Pasos para escribir la estructura de Lewis de un compuesto 1- Escribir el símbolo del átomo central de la estructura y rodearlo del resto de los átomos. En general los átomos centrales son: C, N, P, S y a veces el O. 2- Calcular el número total de electrones de valencia sumando los electrones de cada átomo de valencia o ión. a) En el caso de un ión negativo, sumar al número total de electrones los electrones correspondientes a la carga del anión. b) En el caso de un ión positivo, restar al número total de electrones los electrones correspondientes a la carga del catión.


186

3- Unir cada átomo al átomo central con un enlace simple. Distribuir los electrones que restan alrededor de los átomos hasta completar el octeto (excepto con el hidrógeno que sólo se rodea de dos electrones, generalmente este elemento se encuentra unido al oxígeno) 4- Si no es posible completar el octeto en todos los elementos, desplazar pares de electrones de un elemento hacia el enlace formando dobles o triples enlaces. Ejemplo: Construir la estructura de Lewis del anión sulfato (SO 3 2- ). 5

53

3

Paso 1:

8

Paso 2:

8

Electrones de valencia del S = 6 Electrones de valencia del O = 6 Carga del anión = -2 Total de electrones de valencia = S+ 3xO + Carga anión Total de electrones de valencia = 6 + 3x6 + 2 Total de electrones de valencia = 26 Paso 3:

8

Cada línea representa un par de electrones de enlace. Con esta distribución de electrones, los oxígenos completan el octeto pero el azufre no. Paso 4:

8

Para que el azufre complete el octeto (le faltan dos electrones), se transfiere un par de electrones de uno de los oxígenos y se forma un doble enlace. Con la nueva estructura todos los elementos quedan rodeados de 8 electrones.

6.3 – ŽŶĨŝŐƵƌĂĐŝŽŶĞƐĞůĞĐƚƌſŶŝĐĂƐĐŽŵƵŶĞƐ͗ĐĂƌďŽŶŽ͕ŶŝƚƌſŐĞŶŽ͕ŽǆşŐĞŶŽĞŚŝĚƌſŐĞŶŽ͘ La imagen a continuación muestra una serie de configuraciones comunes para el carbono, el nitrógeno, el oxígeno y el hidrógeno. Conocer estas configuraciones ayuda a entender el comportamiento de la sustancia.


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7- ESTRUCTURAS DE RESONANCIA: Si se obtienen más de una estructura de Lewis equivalentes para representar un compuesto, se denominan estructuras de resonancia. La representación se realiza escribiendo las estructuras entre corchetes colocando una doble flecha entre ellas. Ejemplo: Ión nitrato (NO 3- ). Las distancias de enlace Nitrógeno – oxígeno son iguales, esto implica que los enlaces son equivalentes, no es posible representar esta situación únicamente con una estructura de Lewis. 3

3

8- GEOMETRÍA MOLECULAR La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas y el tipo de reacciones en el que puede participar. La capa de valencia es la capa externa ocupada por electrones en un átomo y contiene los electrones que generalmente están involucrados en el enlace. Según la ƚĞŽƌşĂ ĚĞ ƌĞƉƵůƐŝſŶ ĚĞ ƉĂƌĞƐ ĞůĞĐƚƌſŶŝĐŽƐ ĚĞ ůĂ ĐĂƉĂ ĚĞ ǀĂůĞŶĐŝĂ ;ZWsͿ, en una molécula poliatómica, donde hay dos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones de diferentes pares enlazantes hace que se mantengan lo más alejados que sea posible.


188

La geometría que adopta la molécula (definida por la posición de los átomos) es aquella en la que la repulsión es mínima. Distribución lineal:

8

Se da en moléculas con dos átomos unidos al átomo central. El ángulo que forman los átomos en este tipo de moléculas es 180º.

Distribución trigonal plana:

8

Se da en moléculas con tres átomos unidos al átomo central. Los enlaces se disponen hacia los vértices de un triángulo equilátero formando ángulos de 120º.

ŝƐƚƌŝďƵĐŝſŶƚĞƚƌĂĠĚƌŝĐĂ:

8

Cuando un átomo central se une a cuatro átomos, los enlaces se disponen hacia los vértices de un tetraedro regular, formando ángulos de 109.5º. Cuando en la forma de la molécula interviene un par de electrones no compartido del ángulo central, los ángulos se achican. Por ejemplo, el amoníaco adopta una forma piramidal trigonal con ángulos de 107.3º (el nitrógeno se rodea de 3 hidrógenos y tiene un par de electrones sin compartir). El agua adopta una forma angular, curvada o doblada, el ángulo de enlace es de 104.5º (el oxígeno se rodea de dos hidrógenos y tiene dos pares de electrones sin compartir).


189

9- MOMENTO DIPOLAR Cuando los elementos que forman el enlace son distintos, se produce un desplazamiento de la densidad electrónica hacia el elemento más electronegativo (es mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad). Este desplazamiento se representa con una flecha sobre la estructura de Lewis. Una medida cuantitativa de la polaridad de un enlace es el momento dipolar. La unidad de medida es el debye: ʅсY͘ƌ ʅсŵŽŵĞŶƚŽďŝƉŽůĂƌYсĐĂƌŐĂeléctrica r= distancia de desplazamiento 1 D = 3.336 x 10-30 C.m Las moléculas diatómicas que tienen átomos iguales no tienen momento bipolar y se dice que son ŵŽůĠĐƵůĂƐŶŽƉŽůĂƌĞƐ. (Ej. N 2 , O 2 , Cl 2 ) Las moléculas diatómicas que tienen átomos distintos tienen momento bipolar y se dice que son ŵŽůĠĐƵůĂƐƉŽůĂƌĞƐ͘(Ej. HCl, CO, NO) Si una molécula tiene tres o más átomos, el momento bipolar está determinado por la polaridad de los ĞŶůĂĐĞƐǇƉŽƌůĂŐĞŽŵĞƚƌşĂĚĞůĂŵŽůĠĐƵůĂ. La presencia de enlaces polares no implica que la molécula tenga momento dipolar. Existe momento bipolar si los momentos dipolares de los enlaces individuales no se anulan entre sí. 5

5

5

5

5

5

10- FUERZAS INTERMOLECULARES Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intermoleculares, por ello se necesita menor energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de sus moléculas. Fuerzas dipolo-dipolo: Las fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción de las ŵŽůĠĐƵůĂƐ ƉŽůĂƌĞƐ. Su origen es electrostático. A mayor momento dipolar, mayor es la fuerza. 8


190

Fuerzas ión-dipolo: Las fuerzas ión – dipolo atraen entre sí un ión (ya sea un catión o un anión) y una ŵŽůĠĐƵůĂ polar. La intensidad de esta interacción depende de la carga y el tamaño del ión y también de la magnitud del momento dipolar y del tamaño de la molécula. Las cargas de los cationes están más concentradas (generalmente son de menor tamaño que los aniones), por este motivo, los cationes experimentan interacciones más fuertes que los aniones. Un ejemplo de este tipo de interacción es la disolución del cloruro de sodio en agua. Al separarse en sus dos iones Cl- y Na+, ambos interactúan con las moléculas polares del agua. 8

Fuerzas ión – dipolo inducido / dipolo – dipolo inducido: Si un ión o una molécula polar se acercan a una molécula no polar, la distribución electrónica de la molécula se distorsiona por la fuerza que ejerce el ión o la molécula polar. Se forma un dipolo inducido porque la separación de sus cargas positivas y negativas se debe a la proximidad de un ión o molécula polar. La atracción entre un ión y un dipolo inducido se conoce como atracción ión-dipolo inducido. La interacción entre una ŵŽůĠĐƵůĂ ƉŽůĂƌ y un dipolo inducido se conoce como atracción dipolo-dipolo inducido. La probabilidad de inducir un dipolo depende de la carga del ión o de la fuerza del dipolo de la molécula polar y del grado de polarización de la molécula a inducir. Un átomo o molécula tiende a ser más polarizable a medida que aumenta el número de electrones y se hace más difusa la nube electrónica (nube de volumen considerable, los electrones no están fuertemente unidos al núcleo). 8

Fuerzas de dispersión o Fuerzas de London: En el caso de las moléculas no polares, las nubes electrónicas sufren distorsiones momentáneas que generan dipolos instantáneos, estos dipolos instantáneos inducen dipolos en las moléculas vecinas. (Cuando los electrones de una molécula están en un extremo de la misma, los electrones de la molécula de al lado se alejan). Esto genera una unión entre el extremo de la molécula con más electrones y el extremo de la molécula vecina con menos electrones. Este tipo de interacciones se conoce como fuerzas de dispersión o fuerzas de London. Las fuerzas de London son más intensas en moléculas con nubes electrónicas grandes, cuya nube electrónica es más distorsionable. Las fuerzas de London son las fuerzas intermoleculares más débiles 8


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Fuerzas de puente hidrógeno: El enlace de hidrógeno o puente hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como N—H, O—H o F—H, y un átomo electronegativo de O, N o F. 8

La energía promedio de un enlace de hidrógeno es demasiado grande para una interacción dipolo-dipolo. Por lo tanto, la presencia de estos enlaces tiene un fuerte efecto en la estructura y propiedades de muchos compuestos.


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EJERCICIOS: ENLACE QUÍMICO 1- Señalar con una cruz la respuesta correcta: 1D E F G

Se denomina enlace químico a: La fuerza de atracción del núcleo a los electrones La fuerza de atracción entre las moléculas de una sustancia La fuerza de atracción entre los átomos de una molécula o los iones de un cristal La fuerza de atracción dipolo-dipolo

2D E F G

Si el enlace es iónico Hay transferencia completa de electrones de un elemento a otro. Existen moléculas definidas. Los compuestos existen como cristales en estado sólido y como electrolitos en solución. Los compuestos son metales y conducen la electricidad.

3D E F G

Cuando una sustancia sólida en solución conduce la electricidad se llama: Electrónica Electrolito Compuesto iónico Dipolo inducido

4D E F G

Que una ŵŽůĠĐƵůĂƐĞĂŶĞƵƚƌĂƐŝŐŶŝĨŝĐĂƋƵĞ͗ Tiene la misma cantidad de electrones que de protones Tiene la misma cantidad de cargas positivas y negativas, con resultante cero No es polar. El enlace es covalente.

5D E F G

Un enlace covalente no polar Se da sólo entre átomos iguales porque ambos tienen la misma afinidad por los electrones y no se polariza el enlace. Solamente puede ser simple Puede ser simple, doble o triple Se da sólo entre átomos distintos

6D E F G

La electronegatividad Aumenta en un grupo a medida que aumenta el número atómico Es una med. de la tendencia de un átomo a atraer los electrones en el enlace covalente Es máxima en el flúor Es mayor cuanto más cant. de electrones tiene un átomo en el último nivel de energía

7D E

^ŝůĂĚŝĨĞƌĞŶĐŝĂĚĞĞůĞĐƚƌŽŶĞŐĂƚŝǀŝĚĂĚĞŶƚƌĞĚŽƐĄƚŽŵŽƐĞƐŵĂǇŽƌĂϭ͘ϳ El enlace es covalente no polar El enlace es iónico


193

F G

El enlace es covalente polar El enlace es metálico

8D E F G

ůĞŶůĂĐĞŵĞƚĄůŝĐŽ͕ĐŽŶƐŝĚĞƌĂĚŽĐŽŵŽƵŶĂŵĂƚƌŝǌĚĞŝŽŶĞƐƉŽƐŝƚŝǀŽƐĐŽŶůŽƐĞůĞĐƚƌŽŶĞƐ de valencia móviles Explica la capacidad de los metales de conducir el calor Explica la capacidad de los metales de ser aislantes eléctricos Explica la capacidad de los metales de ser conductores de la electricidad Explica que los metales sean opacos.

9D E F G

Los compuestos covalentes están formados por Iones positivos y negativos Moléculas Átomos Cristales

10D E F G

ŶƵŶĂŵŽůĠĐƵůĂůŽƐenlaces siempre se disponen en el espacio En ángulos de 120º De forma que estén los más alejados posible Hacia los vértices de un tetraedro regular En ángulos de 107.3º, adoptando una forma trigonal plana.

11D E F G

^ŝƵŶĂŵŽůĠĐƵůĂƚŝĞŶĞenlaces polares Es necesariamente polar Siempre es neutra y no presenta polaridad Puede ser no polar si los momentos dipolares de los enlaces se anulan La polaridad depende del átomo central

12D E F G

Cuando una sustancia está compuesta por ŵŽůĠĐƵůĂƐŶŽƉŽůĂƌĞƐ Éstas se atraen por puentes hidrógeno Las fuerzas de atracción son las se llaman fuerzas de London Las fuerzas de atracción son dipolo-dipolo Se atraen debido a la formación de dipolos instantáneos

13- Los puntos de ĞďƵůůŝĐŝſŶ ĚĞů ĨůƵŽƌƵƌŽ ĚĞ ŚŝĚƌſŐĞŶŽ͕ ĚĞů ĂŐƵĂ Ǉ ĚĞů ĂŵŽŶşĂĐŽ ƐŽŶ ŵƵĐŚŽ ŵĄƐ ĂůƚŽƐ ƋƵĞ ůŽƐ ĐŽŵƉƵĞƐƚŽƐ ƐŝŵŝůĂƌĞƐ ĚĞů ŵŝƐŵŽ ŐƌƵƉŽ ƋƵĞ Ğů K͕ & Ǉ E porque D Existen puentes hidrógeno que aumentan la atracción entre las moléculas E El oxígeno, el flúor y el nitrógeno son muy electronegativos F El oxígeno, el flúor y el nitrógeno son los átomos más pequeños del grupo al que pertenecen G El oxígeno, el flúor y el nitrógeno tienden a tomar la configuración del gas noble más cercano.


194

2- Escribir la cantidad de electrones de valencia de los siguientes elementos: a) Li b) Na c) Ca d) Mg

e) S f) Cl g) O h) N

3- Escribir la ecuación que represente la ionización de los siguientes elementos: a) Li a Li +1 b) Na a Na +1 c) Ca a Ca 2+ d) Mg a Mg 2+

e) S a S 2f) Cl a Cl 2 (g) g) O a O 2h) Al a Al 3+

3

3

3

5

3

5

3

3

3

4- Escribir la estructura de Lewis correspondiente a los siguientes pares de elementos y sus iones: a) Li - Li +1 b) Na - Na +1 c) Ca - Ca 2+ d) Mg - Mg 2+ e) S - S 2f) Cl – Cl (g) g) O - O 2h) Al - Al 3+ 3

3

3

3

3

3

3

5- Completar la tabla:

Compuesto Cl 2 HBr KCl H2 NH 3 HF CaCl 2 O2 CH 4 5

5

5

5

5

5

5

Diferencia de electronegatividad de los átomos

Tipo de enlace

Gaseoso Gaseoso Sólido Gaseoso Gaseoso Gaseoso Sólido Gaseoso Gaseoso

5

5

Estado

5

6- Dibujar la estructura de Lewis de los siguientes compuestos e iones: a) NH 3 (amoníaco gaseoso) b) NH 4 + (ión amonio) c) CHCl 3 (cloroformo) d) CH 3 OH (Alcohol metílico) 5

5

5

53

3

5

5

5

5


195

e) NO 3 - (ión nitrato) f) NO 2 - (ión nitrito) g) C 2 H 2 (acetileno) h) H 2 SO 3 (ácido sulfuroso) i) SO 3 2- (ion sulfito) j) H 2 SO 4 (ácido sulfúrico) k) SO 4 2- (ión sulfato) 5

5

5

53

53

5

5

3

5

5

5

5

5

5

3

53

3

5

5

5

5

53

5

3

7- Dibujar las estructuras de resonancia de los siguientes compuestos o iones: a) SO 2 (dióxido de azufre) b) CO 3 2- (ión carbonato) 5

5

5

53

3

8- ¿Qué compuesto forma una molécula tetraédrica? a) NaCl b) CO 2 c) CH 4 d) MgCl 2 5

5

5

9- ¿Qué compuesto forma una forma molecular angular o doblada? a) NaCl b) CO 2 c) CH 4 d) H 2 O 5

5

5

5

10- ¿Qué compuestos tiene dobles enlaces en su estructura? a) NaCl b) CO 2 c) CH 4 d) H 2 O 5

5

5

5

11- Respecto de la electronegatividad, ¿por qué el flúor es un elemento importante? ¿Qué combinación de átomos en la tabla periódica da como resultado el enlace más iónico?

12- ¿Por qué los elementos de los grupos IA, IIA tienden a perder electrones?


196

13- ¿Por qué los elementos de los grupos VIA y VIIA tienden a ganar electrones?

14- ¿Cuál es la diferencia entre un enlace polar y una molécula polar?

15- ¿Qué son los electrones de valencia?

16- ¿Por qué no es correcto el uso de la frase “una molécula de cloruro de sodio”?

17- ¿Cuál es la diferencia entre los enlaces covalentes de la molécula de agua y los puentes de hidrógeno?

18- El carbono y el cloro tienen diferencia en sus electronegatividades, ¿cómo se explica que la molécula de CCl 4 sea no polar? 5

5

19- ¿Qué tipo de enlace tendrá un compuesto si conduce la corriente eléctrica y el calor, está compuesto por átomos y no es soluble en agua?


197

20- ¿Qué tipo de enlace tendrá un compuesto que es cristalino en estado sólido y conduce la electricidad si se encuentra en solución?

21- La cera de vela funde a baja temperatura, pero no es conductora de la electricidad. La cera no es soluble en agua pero sí se disuelve parcialmente en solventes no polares. ¿Qué se puede decir del tipo de enlaces de la cera?

22- Predecir el tipo de enlaces de una sustancia X que es un líquido que hierve a 78ºC y se disuelve en agua pero no conduce la electricidad.

23- La sustancia A es un líquido que no conduce la corriente eléctrica, inmiscible en agua y tiene un punto de ebullición de 115ºC, ¿qué tipo de enlace tendrá?


198

CAPÍTULO 9: ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA 1- DEFINICIÓN DE ESTEQUIOMETRIA El área de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos se conoce con el nombre de ESTEQUIOMETRIA. 2- REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS Se producen reacciones químicas cuando las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad: se consume una o más sustancias al mismo tiempo que se forma una o más sustancias.

Reactivos: Sustancias de partida, presentes al inicio de la reacción Productos: Son las sustancias que la reacción produce. La ecuación de una reacción química sirve para representar, de forma simbólica, el cambio que ocurre durante la reacción. Por ejemplo: Glucosa нKǆşŐĞŶŽ C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 (g) 5

5

5

5

5

5

5

5

Zd/sK^;ŝǌƋƵŝĞƌĚĂͿ

ŝſǆŝĚŽĚĞĐĂƌďŽŶŽ + Agua 6 CO 2 (g) + 6 H 2 O (g) 5

5

5

5

5

PRODUCTOS (derecha)

La flecha separa productos de reactivos y se lee como: “producen” La ecuación representa que “la reacción de la glucosa con el oxígeno produce dióxido de carbono y agua”. Cuando se escribe una reacción química suelen usarse símbolos relacionados con el estado de los reactivos y productos participantes de la reacción: (g): estado gaseoso (l): estado líquido (s): estado sólido (ac - aq): en solución acuosa


201

¿Cuáles son las limitaciones de las ecuaciones de reacciones químicas? - No proporcionan información respecto de la velocidad de reacción: ¿la reacción es espontanea? ¿La reacción ocurre lentamente? - No indican cuanta energía (calor o luz) toman los reactivos o desprenden los productos. - No indican la apariencia de los reactivos ni de los productos durante la reacción. - No indican que esa reacción sea posible realmente. 3- ECUACIONES BALANCEADAS En una ecuación química balanceada el número de átomos de cada elemento representados como reactivos y como productos debe ser el mismo: los átomos están balanceados. En otras palabras, para que una reacción química esté balanceada, la cantidad de átomos de un elemento presentes del lado izquierdo de la ecuación debe ser el mismo que el número de átomos presentes del mismo elemento del lado derecho de la reacción. UNA ECUACIÓN QUÍMICA NO ESTÁ COMPLETA SI NO ESTÁ BALANCEADA.

H 2 + H 2 + O 2 ї, 2 O + H 2 O 2 H 2 + O 2 їϮ, 2 O 5

5

5

5

5


202

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

La ecuación de formación del agua está balanceada: del lado izquierdo hay 4 hidrógenos y dos oxígenos y del lado derecho hay cuatro hidrógenos y dos oxígenos.

Ed^/E//ZhE:Z//KYh/EsK>hZhEZ/ME QUÍMICA SE DEBE CONTROLAR QUE LA ECUACIÓN ESTÉ BALANCEADA . 4- >z^'Zs/DdZ/^

>ĞǇĚĞůĂconservación de la masa (Lavoisier): LA MASA DE TODO SISTEMA MATERIAL AISLADO PERMANECE CONSTANTE CUALESQUIERA SEAN LAS TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS QUE SE PRODUZCAN EN EL MISMO. La validez de la ley de Lavoisier está restringida a los sistemas materiales aislados (imposibilitados de intercambiar materia con el exterior). Si luego de producida la reacción en el dispositivo de Landolt quitáramos el tapón que cierra la entrada, podrían escapar gases hacia el exterior (productos de la reacción), y en tal caso la masa del sistema habría disminuido. No cabría en tal caso aplicar la ley de conservación de la masa, puesto que no trataría de un sistema aislado. нїн Masa A + Masa B = Masa D + Masa E En el dominio de los fenómenos nucleares (radioactividad, etc.) las variaciones de masa son importantes y la ley de conservación de la masa no se cumple. Sin embargo, como las pérdidas de masa se compensan por ganancias de energía equivalentes y viceversa, allí se conserva la suma de la masa y la masa equivalente a la energía. >ĞǇ ĚĞ ůĂƐ ƉƌŽƉŽƌĐŝŽŶĞƐ definidas (Proust): LA RELACIÓN ENTRE LAS MASAS ATÓMICAS DE LOS ELEMENTOS QUE FORMAN UN COMPUESTO DEFINIDO ES CONSTANTE Compuesto 1 = AB 2 ;DĂƐĂͿͬ;ϮǆMasaB) = K1 Compuesto 2 = A 2 B 3 ;ϮǆDĂƐĂͿͬ;ϯǆMasa B) = K2 5

5

5

5

5

5


203

La relación de masas atómicas de los componentes es constante para un compuesto dado. >ĞǇ ĚĞ ůĂƐ ƉƌŽƉŽƌĐŝŽŶĞƐ ŵƷůƚŝƉůĞƐ ;ĂůƚŽŶͿ͗ CUANDO DOS O MÁS ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR DIFERENTES COMPUESTOS, LAS MASAS DE UNO DE ELLOS QUE SE COMBINAN CON UNA MISMA MASA DE OTRO, GUARDAN ENTRE SÍ UNA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS Y PEQUEÑOS. Compuesto 1 = AB 2 Compuesto 2 = AB Masa B (Compuesto 1) / Masa B (Compuesto 2) = 1/2 (La masa de A es la misma en ambos compuestos) 5

5

>ĞǇĚĞůĂƐƉƌŽƉŽƌĐŝŽŶĞƐƌĞĐşƉƌŽĐĂƐ;ZŝƚĐŚĞƌͿ͗LA RELACIÓN ENTRE LAS MASAS DE DOS ELEMENTOS QUE SE COMBINAN PARA FORMAR UN COMPUESTO DETERMINADO ES IGUAL A LA RELACIÓN DE LAS MASAS EN QUE DICHOS ELEMENTOS SE COMBINAN CON LA MISMA, MULTIPLICADA POR UNA RELACIÓN ENTRE NÚMEROS ENTEROS Y PEQUEÑOS. >ŽƐĞůĞŵĞŶƚŽƐ͕ǇƉƵĞĚĞŶĐŽŵďŝŶĂƌƐĞƉĂƌĂĨŽƌŵĂƌŵĄƐĚĞƵŶĐŽŵƉƵĞƐƚŽ͗ Compuesto 1: AB Compuesto 2: AC 2 Compuesto 3: B 2 C 5

5

5

5

Considerando una masa fija del elemento A: Masa A (compuesto 1) / Masa B (compuesto 1) = 1/1 = 1 Masa A (compuesto 2) / Masa C (compuesto 2) = 1/2 = 0.5 Entonces: DĂƐĂ ;ĐŽŵƉƵĞƐƚŽ ϯͿ ͬ DĂƐĂ ;ĐŽŵƉƵĞƐƚŽ ϯͿ с ZĞůĂĐŝſŶ ĚĞ ŶƷŵĞƌŽƐ ĞŶƚĞƌŽƐ Ǉ pequeños Masa B (compuesto 3) / Masa C (compuesto 3) = 2/1 Masa B (compuesto 3) / Masa C (compuesto 3) = 2 ^ŝƐĞĐƵŵƉůĞůĂůĞǇĚĞůĂƐƉƌŽƉŽƌĐŝŽŶĞƐŵƷůƚŝƉůĞƐ͗ Masa B (compuesto 3) / Masa C (compuesto 3) = Relación A/B / Relación B/C Masa B (compuesto 3) / Masa C (compuesto 3) = 1/0.5 Masa B (compuesto 3) / Masa C (compuesto 3) = 2 5- >z^sK>hDdZ/^ >ĞǇĚĞůŽƐǀŽůƷŵĞŶĞƐĚĞĐŽŵďŝŶĂĐŝſŶĚĞŐĂƐĞƐ;'ĂǇ-Lussac): Los volúmenes de dos gases que reaccionan entre sí guardan una relación constante, que se puede expresar mediante números enteros sencillos. El volumen del gas resultante en una reacción, guarda una relación constante según números enteros sencillos, con el volumen de los gases que han reaccionado. >ĞǇĚĞǀŽŐĂĚƌŽ͗Volúmenes iguales de gases distintos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.


204

Número o constante de Avogadro (NA): Es el número de moléculas de cualquier gas contenidas en 22,4 litros a 0ºC, 1 atmósfera de presión (CNTP)

Eсϲ͕ϬϮϮ . 10 23 3

6- CONCEPTO DE MOL Cuando se cuentan cosas, es conveniente agruparlas en unidades de medida definidas para hacer las mediciones y los cálculos. Por ejemplo, las flores y los huevos se miden de a 12 y se habla de una “docena de rosas”, una “docena de huevos”. Las frutas se venden en cajones, y se habla de un “cajón de cerezas”, un “cajón de frambuesas”, etc.

Los químicos utilizan la unidad “mol” para poder contar átomos, moléculas y otras partículas en una unidad manejable. Si consideramos un mol de algo, esto significa que tenemos 602.204.500.000.000.000.000.000 partículas de ese algo. Para que sea más sencillo trabajar con este número usualmente se utiliza la notación científica:

1 mol de partículas = 6.022.10 23 partículas 3

3

Entonces, se puede decir que: 1mol = 6.022.10 23 moléculas 1mol = 6.022.10 23 unidades formulares (compuestos iónicos) 1mol = 6.022.10 23 átomos 1mol = 6.022.10 23 iones 3

3

3

3

3

3

3

3

La masa molar es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento o compuesto. Relaciones útiles para cálculos estequiométricos Masa Molar = Gramos de una sustancia / cantidad de moles de la sustancia Masa Molar = Gramos de un elemento monoatómico / número de moles del elemento Número de moles = Cantidad de moléculas / 6.022.1023 moléculas/mol Número de moles = Masa de la sustancia / Masa molar Número de moles = Volumen / 22.4 litros (para gases en CNTP)


205

7- ECUACIONES QUÍMICAS – INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN A partir de una ecuación de una reacción química balanceada se puede obtener información para realizar cálculos estequiométricos: - Cantidad de moles: A partir de los coeficientes de los reactivos y los productos - Cantidad de gramos: A partir de los pesos moleculares de productos y reactivos - Cantidad partículas: Conociendo el número de Avogadro y la cantidad de moles - Volumen: Conociendo el volumen molar y si los reactivos son gases en CNTP Glucosa C 6 H 12 O 6 5

Cantidad de moles Cantidad de gramos Cantidad de partículas Volumen (gases en CNTP)

5

5

5

5

5

+ +

KǆşŐĞŶŽ 6 O 2 (g)

ї ї

5

5

5

ŝſǆŝĚŽĚĞ carbono 6 CO 2 (g) 5

+ +

Agua 6 H 2 O (g) 5

5

5

1 mol

6 moles

6 moles

6 moles

1 x 180 g 180 g 1 x 6.022.10 23 6.022.10 23 ŵŽůĠĐƵůĂƐ

6 x 32 g 192 g 6 x 6.022.10 23 3.613.10 24 MŽůĠĐƵůĂƐ 6 x 22.4 134.4 litros

6 x 44 g 264 g 6 x 6.022.10 23 3.613.1024 MŽůĠĐƵůĂƐ 6 x 22.4 134.4 litros

6 x 18 g 108 g 6 x 6.022.10 23 3.613.10 24 MŽůĠĐƵůĂƐ 6 x 22.4 134.4 litros

3

3

3

3

3

Es un solido

3

3

3

8- Zd/sK>/D/dEd En muchos procesos químicos, las cantidades de los reactivos son tales que puede haber alguno en exceso. En estos casos, la cantidad de producto formado depende del reactivo que no está en exceso. Al reactivo que no está en exceso se lo llama reactivo limitante porque limita la cantidad de producto que puede obtenerse de una reacción.

ES IMPORTANTE DETECTAR EL REACTIVO LIMITANTE CORRECTAMENTE EL PRODUCTO OBTENIDO EN UNA REACCIÓN.


206

PARA

CALCULAR

Para identificar el reactivo limitante se pueden realizar los siguientes pasos: 1- Se calcula la cantidad de producto (moles o gramos) que puede formarse a partir de cada reactivo. 2- Se determina cuál reactivo es el que da la menor cantidad de producto (reactivo limitante) 3- Se calcula cuánta cantidad de reactivo en exceso se necesita para reaccionar con el reactivo limitante. El resto de reactivo en exceso permanecerá sin reaccionar. 9- RENDIMIENTO DE REACCIÓN Las cantidades de producto que se calculan a partir de las ecuaciones químicas representan el rendimiento máximo (100%) de producto en función de la reacción representada por la ecuación. En muchas reacciones, principalmente en química orgánica, no dan un rendimiento de producto del 100%. Esto sucede porque aparecen reacciones secundarias que dan productos distintos al principal y además porque muchas de estas reacciones son reversibles. El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de una cantidad dada de reactivo en base a la ecuación química. El rendimiento real es la cantidad de producto que se obtuvo realmente. El rendimiento porcentual se obtiene relacionando el rendimiento real con el rendimiento teórico según la siguiente ecuación: 8

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8

ZĞŶĚŝŵŝĞŶƚŽƉŽƌĐĞŶƚƵĂůс;ZĞŶĚŝŵŝĞŶƚŽƌĞĂůͿͬ;ZĞŶĚŝŵŝĞŶƚŽƚĞſƌŝĐŽͿǆϭϬϬ 10- ESPECTRÓMETRO DE MASAS – dZD/E/MEyWZ/DEd>LAS MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. La masa atómica de un elemento puede determinarse mediante un instrumento que se llama espectrómetro de masas. La espectrometría de masas se fundamenta en la separación de partículas moleculares o atómicas por su diferente masa. El proceso de la espectrometría de masas comprende básicamente cuatro etapas: 1- Ionización de la muestra : La ionización de la muestra se consigue por bombardeo mediante electrones (e-) 2- ĐĞůĞƌĂĐŝſŶ ĚĞ ůŽƐ ŝŽŶĞƐ ƉŽƌ ƵŶ ĐĂŵƉŽ ĞůĠĐƚƌŝĐŽ : Se convierte una fracción significativa de los átomos formados en la etapa anterior en un flujo de iones, generalmente positivos y de carga única. La velocidad que adquieren depende del potencial aplicado. Cuando las partículas aceleradas se someten a la acción de un campo magnético describen una trayectoria circular de alrededor de este campo, desarrollando una fuerza centrífuga. 3- Dispersión de los iones según su relación masa/carga : La relación masa/carga del ión puede relacionarse con su masa atómica conociendo el campo magnético y el radio de la trayectoria circular. Dado que la mayoría de los iones formados en la segunda 8

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207

etapa tienen una sola carga y que el resto de parámetros se mantienen constantes, la relación m/e suele ser la masa del ión. La utilidad analítica de un espectrómetro de masas depende de la resolución del instrumento, o capacidad del mismo para separar dos partículas de diferente masa. 4- ĞƚĞĐĐŝſŶ ĚĞ ůŽƐ ŝŽŶĞƐ Ǉ ƉƌŽĚƵĐĐŝſŶ ĚĞ ůĂ ĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚŝĞŶƚĞ ƐĞŹĂů ĞůĠĐƚƌŝĐĂ : La computadora a la que está conectado el aparato recoge las distintas señales y las reproduce en forma de espectrograma, formato de fácil interpretación. 8


8

208

EJERCICIOS: ESTEQUIOMETRIA EŽƚĂ ŝŵƉŽƌƚĂŶƚĞ͗ ŶƚĞƐ ĚĞ ĐŽŵĞŶǌĂƌ Ă ŚĂĐĞƌ ĐƵĂůƋƵŝĞƌ ĐĄůĐƵůŽ ĞƐƚĞƋƵŝŽŵĠƚƌŝĐŽ ƐĞ debe ǀĞƌŝĨŝĐĂƌƋƵĞůĂĞĐƵĂĐŝſŶƋƵşŵŝĐĂƋƵĞƐĞǀĂĂƵƚŝůŝǌĂƌĞƐƚĠďĂůĂŶĐĞĂĚĂ͘ 1- Balancear las siguientes reacciones químicas. a) Cr + O 2 їƌ 2 O 3 b) SO 2 + O 2 ї^K 3 c) PbO 2 їWďKнK 2 (g) d) Na(OH) + CO 2 їEĂ 2 CO 3 + H 2 O e) Al(SO 4 ) 3 + Na(OH) їů;K,Ϳ 3 + Na 2 SO 4 f) Al + O 2 їů 2 O 3 g) N 2 + O 2 їEK 2 h) H 2 O 2 ї, 2 O + O 2 (g) i) Li(OH) + CO 2 ї>ŝ 2 CO 3 + H 2 O j) Fe 2 (SO 4 ) 3 + Na(OH) ї&Ğ;K,Ϳ 3 + Na 2 SO 4 k) Mg + H 2 O (g) їDŐ;K,Ϳ 2 + H 2 (g) l) NaHCO 3 + H 3 PO 4 їEĂ 2 HPO 4 + H 2 O + CO 2 m) Al + H 2 SO 4 (ac) їů 2 (SO 4 ) 3 + H 2 (g) n) C 3 H 8 + O 2 їK 2 + H 2 O o) PCl 5 + H 2 Kї, 3 PO 4 + HCl p) Cu(OH) 2 + H 3 PO 4 їƵ 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O 5

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2- Calcular el número de moles correspondientes a las siguientes cantidades: a) 25.0 g de KNO 3 b) 540 g de (NH 4 ) 2 C 2 O 4 c) 2.10 Kg de NaHCO 3 d) 255 mg de ZnCl 2 e) 9.8.10 24 moléculas de CO 2 5

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3

3

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3- Calcular los gramos correspondientes a las siguientes cantidades. a) 2.55 moles de Fe (OH) 3 b) 125 Kg de CaCO 3 c) 10.5 moles NH 3 d) 0.00844 moles de NiSO 4 e) 0.0600 moles de HC 2 H 3 O 2 f) 0.725 moles de Bi 2 S 3 g) 4.5.10 21 moléculas de C 6 H 12 O 6 5

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4- Uno de los primeros métodos para producir cloro era haciendo reaccionar pirolusita (MnO 2 ) con ácido clorhídrico. ¿Cuántos moles de HCl reaccionarán con 1.05 moles de MnO 2 ? 5

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MnO 2 (s) + HCl (ac) їů 2(g) + MnCl 2 (ac) + H 2 O (l) 5

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209

5- ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se pueden producir a partir de 0.500 g de hidróxido de calcio, según la ecuación que sigue? Ca (OH) 2 + Na 2 CO 3 їϮEĂ;K,ͿнĂK 3 5

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5

6- En un alto horno, el óxido de hierro III reacciona con coque (carbón) y produce hierro fundido y monóxido de carbono: F 2 O 3 нϯїϮ&ĞнϯK 5

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5

5

¿Cuántos kilogramos de hierro se pueden obtener a partir de 125 Kg de F 2 O 3 ? 5

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7- El etano gaseoso, C2H6, arde en el aire (es decir, reacciona con el oxígeno del aire) para formar dióxido de carbono y agua: 2 C 2 H 6 + 7 O 2 їϰK 2 + 6 H 2 O 5

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5

a) ¿Cuántos moles de O 2 se necesitan para la combustión completa de 15.0 moles de etano? b) ¿Cuántos gramos de CO 2 se producen por cada 8.00 g de H2O producidos? c) ¿Cuántos gramos de CO 2 se producen por la combustión de 75.0 g de C 2 H 6 ? ¿Cuántas moléculas? 5

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8- Dada la ecuación: Al 4 C 3 + 12 H 2 Kїϰů (OH) 3 + 3 CH 4 5

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5

a) ¿Cuántos moles de agua se necesitan para reaccionar con 100 g de Al 4 C 3 ? b) ¿Cuántos moles de Al (OH) 3 se producen cuando se forman 0.600 moles de CH 4 ? 9- ¿Cuántos gramos de vapor de y hierro deben reaccionar para producir 375 g de óxido de hierro magnético, Fe 3 O 4 ? 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

3 Fe (s) + 4 H 2 O (g) ї&Ğ 3 O 4 (s) + 4 H 2 (g) 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

10- Dada la ecuación: 4 FeS 2 + 11 O 2 їϮ&Ğ 2 O 3 + 8 SO 2 5

5

5

5

5

5

5

5

5

a) ¿Cuántos moles de Fe 2 O 3 se pueden producir a partir de 1 mol de FeS 2 ? b) ¿Cuántos moles de O 2 se requieren para reaccionar con 4.50 moles de FeS 2 ? c) Si en la reacción se produjeron 40.6 g de SO 2 , ¿cuántos moles de O 2 reaccionaron? d) Si en la reacción se forman 1.55 moles de Fe 2 O 3 , ¿cuántos moles de SO 2 se producen? e) ¿Cuántos gramos de SO 2 se pueden formar a partir de 0.512 moles de FeS 2 ? f) ¿Cuántas moléculas de FeS 2 son necesarios para producir 221 g de Fe 2 O 3 ? 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

11- Con respecto a la reacción ácido-base siguiente: 2 HCl (ac) + Ca (OH) 2 (s) їϮ, 2 O + CaCl 2 (ac) 5

5

5

5

5

5

5

Si se dispone de 0.684 g de HCl (ac) calcular: a) La cantidad máxima de Ca (OH) 2 , en gramos, que se consume durante la reacción. b) La cantidad máxima de agua, en gramos, que se puede formar durante la reacción. c) La cantidad máxima de CaCl 2 , en gramos, que se puede formar. d) La cantidad de HCl, en moles, que se consumen durante la reacción 5

5

5

5


5

210

5

12- Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando la azida de sodio sólida, NaN3, se descompone y produce nitrógeno gaseoso, conforme a la siguiente ecuación química: NaN 3 (s) їEĂ (s) + N 2 (g) 5

5

5

5

5

¿Qué masa de nitrógeno gaseoso produce la descomposición rápida de 450 g de NaN 3 ? ¿Qué volumen medido en CNPT? 5

5

13- El hidróxido de litio se puede utilizar en ambientes cerrados, como el de un trasbordador espacial y en los submarinos, para eliminar CO 2 gaseoso en exceso. La ecuación química es: 5

5

Li (OH) (s) + CO 2 (g) ї>ŝ 2 CO 3 (s) + H 2 O (g) 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

Si un recipiente eliminador de CO2 contiene 250 g de Li (OH), ¿qué masa de CO2 (g) podrá absorber el recipiente? ¿Cuántos litros medidos en CNTP? 14- Los antiácidos comunes y los complementos alimenticios de calcio contienen carbonato de calcio. Una tableta de CaCO 3 se disuelve en el jugo gástrico, que contiene ácido clorhídrico. La ecuación química es: 5

5

CaCO 3 (s) + HCl (ac) їĂů 2 (ac) + CO 2 (g) + H 2 O (l) 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

¿Qué masa de HCl se necesita para que reaccionen totalmente dos tabletas, cada una con 500 mg de CaCO 3 ? 5

5

15- Cuando se colocaron 20 g de Mg en un vaso de precipitado que contiene ácido clorhídrico, se produjo una reacción violenta con desprendimiento de hidrógeno gaseoso, cloruro de magnesio y calor. El Mg metálico reaccionó totalmente con un exceso de ácido. Mg (s) + HCl (ac) ї, 2 (g) + MgCl 2 (ac) 5

5

5

5

5

5

5

a) ¿Cuántos moles de H 2 se produjeron? b) ¿Cuántos gramos de HCl se consumieron durante la reacción? c) ¿Cuántos litros de H 2 se formaron, medidos en CNTP? 5

5

5

5

16- Determinar en las siguientes reacciones cuál es el reactivo limitante y cuál es el que está en exceso: a) KOH + HNO 3 ї
5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

KOH = 16 g HNO 3 = 12 g Na (OH) = 10 g H 2 SO 4 = 10 g Bi (NO 3 ) 3 = 50 g H 2 S = 6 g Fe = 40 g H 2 O = 16 g

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

17- La reacción de combustión del propano es: C 3 H 8 + 5 O 2 їϯK 2 + 4 H 2 O 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

a) Si se hacen reaccionar 20 g de C 3 H 8 y 20 g de O 2 , ¿cuántos moles de CO 2 se pueden producir? ¿Cuántos litros medidos en CNTP? b) Si reaccionan 20 g de C 3 H 8 y 80 g de O 2 , cuántos moles de CO 2 se producen? 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5


211

c) Si se colocan 2.0 moles de C 3 H 8 y 14 moles de O 2 en un recipiente cerrado y se dejan reaccionar (hasta que los reactivos se hayan consumido por completo), ¿qué compuestos habrá en el recipiente de la reacción y cuántos moles de cada compuesto habrá? 18- La reacción del aluminio metálico con bromo, un no metal líquido, es espontánea. Se mezclaron 4 g de aluminio metálico con 42 g de bromo. La reacción es la siguiente: 5

5

5

5

5

5

ϮůнϯƌϮїϮůƌϯ a) ¿Cuál sustancia es el reactivo limitante? b) ¿Cuál es el rendimiento teórico del AlBr 3 ? c) Si el rendimiento real es de 32.2 g de AlBr 3 ¿cuál es el rendimiento porcentual? 5

5

5

5

19- El nombre común del etanol, C 2 H 5 OH, es alcohol etílico. Gran parte del etanol comercial se produce por la reacción del eteno C 2 H 4 , con agua. Si 80 Kg de eteno reaccionaron con 55 Kg de agua, según la reacción siguiente: 5

5

5

5

5

5

5

5

C 2 H 4 + H 2 Kї 2 H 5 OH 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuál es el rendimiento teórico de la reacción? c) Si el rendimiento real es de 125 kg de etanol, ¿cuál es el rendimiento porcentual?


212

CAPÍTULO 10: COMPUESTOS INORGÁNICOS

COMPUESTOS INORGÁNICOS - NOMBRES COMUNES Y NOMBRES SISTEMÁTICOS La nomenclatura química es el sistema de nombres que utilizan los químicos para identificar los compuestos. Los nombres comunes son nombres arbitrarios, pues no se basan en la composición química de las sustancias. Antes de que la química se sistematizara, a una sustancia se le daba el nombre generalmente relacionado con alguna propiedad, por ejemplo, al óxido nitroso (N2O), que se usaba como anestésico por los dentistas se lo llamó gas hilarante porque hace reír cuando se inhala. Agua y amoníaco también son nombres comunes porque no proporcionan información sobre la fórmula química del compuesto al que hacen referencia. Los nombres comunes se siguen usando porque el nombre sistemático es demasiado largo o demasiado técnico para el uso diario. Por ejemplo, normalmente se utiliza el nombre Vitamina D 3 al 9,10-secocolesta- 5,7,10 (19) trien-3-beta-ol (C 27 H 44 O). Los nombres sistemáticos identifican con precisión la composición química de las sustancias. La Unión /ŶƚĞƌŶĂĐŝŽŶĂů ĚĞ YƵşŵŝĐĂ WƵƌĂ Ǉ ƉůŝĐĂĚĂ ;/hWͿ, fundada en 1921, diseñó un sistema de nomenclatura inorgánica. 5

5

5

5

5

5

Numeros de elementos presentes

1

2

Elemento

Compuesto Binario

3

Compuesto Ternario

2- ELEMENTOS Y SUS IONES La fórmula de casi todos los elementos es simplemente el símbolo del elemento. En las reacciones químicas un elemento se comporta como si fuera un conjunto de partículas individuales. Existe un grupo de elementos cuya fórmula no corresponde a átomos individuales:


215

ůĞŵĞŶƚŽƐƋƵĞĞǆŝƐƚĞŶĐŽŵŽŵŽůĠĐƵůĂƐƉŽůŝĂƚſŵŝĐĂƐ Hidrógeno Cloro Azufre

H2 Cl 2 S8

Fósforo Nitrógeno Bromo

5

5

5

P4 N2 Br 2 5

5

5

Oxígeno Flúor Yodo

O2 F2 I2 5

5

5

Cationes: Al ión con carga positiva que se forma cuando un elemento (metal) pierde uno o más electrones se les dan el mismo nombre que el elemento precursor: Átomo K Mg Al

Potasio Magnesio Aluminio

Ión (catión) K+ Mg 2+ Al 3+ 3

3

3

3

3

3

Ión potasio Ión magnesio Ión aluminio

Aniones: Al ión con carga negativa que se forma cuando un elemento (no metal) gana uno o más electrones se forma con la raíz del nombre del elemento y el sufijo uro. Una excepción es el oxígeno, donde el sufijo que se agrega es ido. Átomo F Br Cl I O N

Flúor Bromo Cloro Yodo KǆşŐĞŶŽ Nitrógeno

Ión (anión) FBr Cl IO 2N 33

3

3

3

3

3

3

Ión fluoruro Ión bromuro Ión cloruro Ión ǇŽĚuro Ión Žǆido Ión nitruro

3- s>E/hE>DEdK

Se define como valencia de un átomo el número que indica la cantidad de electrones que un átomo está compartiendo, cediendo o tomando en un enlace covalente o iónico que mantiene con otro u otros átomos.

De forma aislada, un átomo o elemento puede describirse con sus posibles valencias, que son los números de valencia que más frecuentemente utiliza al combinarse con otros elementos, y que son el resultado de su configuración electrónica de los electrones del último nivel de energía. La valencia es un concepto sencillo para racionalizar las proporciones de reactivos que se consumen en una reacción química (la estequiometria), o las proporciones de elementos que se encuentran en un compuesto químico. Un concepto relacionado, pero algo más avanzado, es el “estado de oxidación":


216

ů ĞƐƚĂĚŽ ĚĞ ŽǆŝĚĂĐŝſŶ es el número de electrones ganados, perdidos o bien compartidos por un átomo de un elemento. Tendrá un signo que será negativo cuando se ganan electrones y signo positivo cuando pierden electrones

4- ESQUEMA DE FORMACIÓN DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

KǆŝĚŽĄƐŝĐŽ (Oxido de Sodio)

,ŝĚƌſǆŝĚŽ +H O

(Hidróxido de sodio)

2

Metal (Sodio)

+ uno de los dos ácidos

Hidruro metálico (hidruro de sodio) KǆŝĚŽĐŝĚŽ N o metal (Cloro)

(Monóxido de dicloro)

+H O

KǆĄĐŝĚŽ

^ĂůKǆĄĐŝĚŽ

(acido Hipocloroso)

(NaClO)

Hidrácido

Sal Hidracida

(acido clorhídrico)

NaCl

2

Hidruro no metálico En solución acuosa

(Cloruro de Hidrogeno)

5- My/K^^/K^͗Ky1'EKнDd> Los ſǆŝĚŽƐďĄƐŝĐŽƐson compuestos binarios formados por combinación del oxígeno en su número de oxidación –2 , con un metal Me, actuando con valencia (n) positiva. La fórmula general de un ſǆŝĚŽďĄƐŝĐŽes: 3

3

Me 2 O n 5

5

5


217

Los subíndices se obtienen al intercambiar las valencias de ambos elementos, 2 para el oxígeno y n para el metal. Si n es un número par, se simplifican los subíndices para llegar a la fórmula del óxido. Por ejemplo: Li + y O 2- ї Li 2 O Fe 3+ y O 2- їFe 2 O 3 Ca 2+ y O 2- їCa 2 O 2 , simplificando los subíndices: CaO Pb 4+ y O 2- ї Pb 2 O 4 , simplificando los subíndices: PbO 2 3

3

3

3

3

3

5

3

5

3

3

3

3

3

3

3

5

3

3

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5.1- Nomenclatura:

8

a) Nomenclatura por Atomicidad: Utiliza prefijos para cada elemento que indica la cantidad de veces que están en ese compuesto.

MǆŝĚŽƐĄƐŝĐŽƐ Nomenclatura por atomicidad Li 2 O DiſǆŝĚŽde litio Fe 2 O 3 TriſǆŝĚŽde dihierro CaO MonſǆŝĚŽde calcio PbO 2 DiſǆŝĚŽde plomo 5

5

5

5

5

5

b) Nomenclatura por Numerales de Stock: Se indica primero el tipo de compuesto y a continuación el elemento principal con su valencia entre paréntesis y en números romanos. MǆŝĚŽƐĄƐŝĐŽƐ Nomenclatura numerales de stock Li 2 O MǆŝĚŽĚĞlitio (I) Fe 2 O 3 MǆŝĚŽĚĞhierro (III) CaO MǆŝĚŽĚĞcalcio (II) MǆŝĚŽĚĞƉůŽŵŽ;/sͿ PbO 2 5

5

5

5

5

5

Cuando el elemento principal tiene una sola valencia, puede no indicarse la misma, ya que solo existe una posibilidad de formar el compuesto, pero nunca puede omitirse si tiene más de una, pues es la forma en que se diferencian los distintos compuesto que forma ese elemento. c) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto químico, y luego se usan diferentes terminaciones para hacer referencia la valencia del metal. Cuando el metal posee una única valencia, se añade la terminación “ico”, cuando el metal posee dos valencias, se añade la terminación “ico” a la mayor y “oso” a la menor.


218

PbO Fe 2 O 3 CaO PbO 2 5

5

5

5

MǆŝĚŽƐĄƐŝĐŽƐ Nomenclatura tradicional MǆŝĚŽƉůƵŵďoso (Pb - valencia 2) MǆŝĚŽĨĠƌƌico (Fe- valencia 3) MǆŝĚŽĐĄůĐico (Ca - valencia 2) MǆŝĚŽƉůƷŵďico (Pb - valencia 4)

Cationes más comunes de iones metálicos que pueden formar más de un ión + cobre (I) cuproso Cu + Cu2 cobre (II) cúprico + Hg mercurio (I) mercurioso mercurio (II) mercúrico Hg 2+ 2+ Fe hierro (II) ferroso 3+ Fe hierro (III) ĨĠƌƌŝĐŽ Sn 2+ estaño (II) estanoso estaño (IV) estánico Sn 4+ 2+ Pb plomo (II) plumboso Pb 4+ plomo (IV) plúmbico 3+ As arsénico (III) arsenioso 5+ As arsénico (V) ĂƌƐĠŶŝĐŽ Ti 3+ titanio (III) titanoso 4+ Ti titanio (IV) titánico 3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

5.2- Ecuación de obtención:

8

Los ácidos básicos se obtienen cuando reacciona un metal con el oxígeno: Metal + O 2 їMǆŝĚŽďĄƐŝĐŽ 5

5

Ejemplos: Obtener óxido cálcico 2 Ca + O 2 їϮĂK Obtener óxido plúmbico Pb + O 2 їWďK 2 5

5

5

5

5

RECORDAR BALANCEAR SIEMPRE LAS REACCIONES Los ſǆŝĚŽƐďĄƐŝĐŽƐse combinan con el agua para dar ŚŝĚƌſǆŝĚŽƐ 6- My/K^/K^͗ Ky1'EKнEKDd> Los ſǆŝĚŽƐĄĐŝĚŽƐson compuestos binarios formados por combinación del oxígeno en su número de oxidación –2, con un no metal E, actuando con valencia (n) positiva. La fórmula general de de un ſǆŝĚŽĄĐŝĚŽes:

E2On 5

5

5


219

Los subíndices se obtienen al intercambiar las valencias de ambos elementos, 2 para el oxígeno y n para el no metal. Si n es un número par, se simplifican los subíndices para llegar a la fórmula del óxido. Por ejemplo: N ;ǀĂůĞŶĐŝĂϯͿǇK;ǀĂůĞŶĐŝĂϮͿї N 2 O 3 P ;ǀĂůĞŶĐŝĂϱͿǇK;ǀĂůĞŶĐŝĂϮͿїP 2 O 5 C ;ǀĂůĞŶĐŝĂϮͿǇK;ǀĂůĞŶĐŝĂϮͿї C 2 O 2 - , simplificando los subíndices: CO S ;ǀĂůĞŶĐŝĂϲͿǇK;ǀĂůĞŶĐŝĂϮͿїS 2 O 6 , simplificando los subíndices: SO 3 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

6.1- Nomenclatura:

8

a) Nomenclatura por Atomicidad: Utiliza prefijos para cada elemento que indica la cantidad de veces que están en ese compuesto. MǆŝĚŽƐĐŝĚŽƐ Nomenclatura por atomicidad MǆŝĚŽde dicloro Cl 2 O Cl 2 O 5 pentſǆŝĚŽde dicloro Cl 2 O 3 triſǆŝĚŽde dicloro Cl 2 O 7 heptſǆŝĚŽde dicloro 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

b) Nomenclatura por Numerales de Stock: Se indica primero el tipo de compuesto y a continuación el elemento principal con su valencia entre paréntesis y en números romanos. MǆŝĚŽƐĐŝĚŽƐ Nomenclatura por numerales de stock Cl 2 O MǆŝĚŽĚĞcloro (I) Cl 2 O 5 MǆŝĚŽĚĞcloro (III) Cl 2 O 3 MǆŝĚŽĚĞĐůŽƌŽ;sͿ Cl 2 O 7 MǆŝĚŽĚĞĐůŽƌŽ;s//Ϳ 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

Cuando el elemento principal tiene una sola valencia, puede no indicarse la misma, ya que solo existe una posibilidad de formar el compuesto, pero nunca puede omitirse si tiene más de una, pues es la forma en que se diferencian los distintos compuesto que forma ese elemento. c) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto químico, y luego se usan diferentes terminaciones para hacer referencia la valencia del metal. Cuando el no metal posee una única valencia, se añade la terminación “ico”, cuando el no metal posee dos valencias, se añade la terminación “ico” a la mayor y “oso” a la menor. Cuando el elemento posee tres valencias, se añade la terminación “oso” a la menor de ellas, “ico” a la siguiente y a la mayor se la indica con el prefijo “per” y la terminación “ico”.


220

Cuando el elemento posee cuatro valencias, se indican, la menor de todas con el prefijo “hipo” y la terminación “oso”, la siguiente en orden creciente por la terminación “oso”, la tercera por la terminación “ico” y la mayor con el prefijo “per” y la terminación “ico”. MǆŝĚŽƐĐŝĚŽƐ Nomenclatura tradicional Cl 2 O MǆŝĚŽhipocloroso Cl 2 O 5 MǆŝĚŽĐůŽƌoso Cl 2 O 3 MǆŝĚŽĐůſƌico MǆŝĚŽperclórico Cl 2 O 7 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

Este tipo de óxidos también suelen llamarse anhídridos. 6.2- Ecuación de obtención Los ácidos se obtienen cuando reacciona un no metal con el oxígeno: EŽDĞƚĂůнKϮїMǆŝĚŽĄĐŝĚŽ Ejemplos Obtener óxido hipocloroso 2 Cl 2 + O 2 їϮů 2 O Obtener óxido nítrico 2 N 2 + 5 O 2 їϮE 2 O 5 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

RECORDAR BALANCEAR SIEMPRE LAS REACCIONES Los ſǆŝĚŽƐĄĐŝĚŽƐse combinan con el agua para dar ŽǆĄĐŝĚŽƐ. 7- My/KÊhdZK^zMy/KÊ&MdZK^ Existen además de los óxidos básicos y los óxidos ácidos, otros dos tipos más de óxidos: MǆŝĚŽƐEĞƵƚƌŽƐ : son aquellos que se forman por combinación del oxígeno con metales y no metales, que al mezclarse con el agua no reaccionan, por lo que no forman ni hidróxidos ni oxácidos. MǆŝĚŽƐŶĨſƚĞƌŽƐ : se obtienen por combinación del oxígeno con elementos como Al, Be, Zn, Ga, Sn y Pb entre otros, y según el medio en el que se encuentren, formarán hidróxidos u oxácidos. Ambos tipos de óxidos siguen las mismas reglas de nomenclatura y de obtención que los óxidos básicos y ácidos. 8

8

8

8

8- ,/ZMy/K^: My/K^/Kн'h Los ŚŝĚƌſǆŝĚŽƐ son compuestos formados por la combinación del grupo hidroxilo u oxidrilo (OH-) y un catión, generalmente metálico. El grupo OH- es un ión poliatómico


221

con carga negativa –1, y a los efectos de la nomenclatura, se lo trata como si fuera un solo elemento con número de oxidación –1. Por esto los hidróxidos son considerados compuestos seudobinarios. Su fórmula genérica es:

Me(OH) n 5

Donde Me es el catión y el subíndice “n” es su valencia. Ésta siempre se escribe fuera de un paréntesis que incluye al oxidrilo, porque significa que multiplica los dos elementos que lo componen, y se interpreta como el número de oxidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe). 8.1- Nomenclatura:

8

Para nombrarlos, se puede usar la nomenclatura tradicional, indicando que el tipo de compuesto es un “hidróxido” y usando las terminaciones adecuadas, según las mismas reglas que los óxidos; o referirlo como “hidróxido de” seguido del nombre del catión. Cuando el catión es un metal, se agrega su número de oxidación entre paréntesis y en números romanos.

Na(OH) Mg(OH) 2 Al(OH) 3 5

5

,ŝĚƌſǆŝĚŽs Nomenclatura tradicional ,ŝĚƌſǆŝĚŽƐſĚŝĐŽ– ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞƐŽĚŝŽ;/Ϳ ,ŝĚƌſǆŝĚŽŵĂŐŶĠƐŝĐŽ– ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞŵĂŐŶĞƐŝŽ;//Ϳ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĂůƵŵşŶŝĐŽ– ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞĂůƵŵŝŶŝŽ;///

Cuando el elemento presenta un único número de oxidación se acepta que no se indique el mismo, pues se supone conocido. 8.2- Ecuación de obtención:

8

Los hidróxidos se obtienen cuando reacciona un óxido básico con el agua: MǆŝĚŽďĄƐŝĐŽн, 2 Kї,ŝĚƌſǆŝĚŽ Ejemplos: Obtener hidróxido sódico Na 2 O + H 2 KїϮEĂ;K,Ϳ Obtener hidróxido cálcico CaO + H 2 KїĂ;K,Ϳ 2 Obtener hidróxido alumínico Al 2 O 3 + 3 H 2 KїϮů;K,Ϳ 3 Obtener hidróxido plúmbico PbO 2 + 2 H 2 KїWď;K,Ϳ 4 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

RECORDAR BALANCEAR SIEMPRE LAS REACCIONES Los ŚŝĚƌſǆŝĚŽƐse combinan con los ácidos para dar sales.


222

9- Ky/K^: My/K/Kн'h Los ŽǆĄĐŝĚŽƐ son compuestos ternarios, formados por la combinación de tres elementos distintos, Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento (E), que en la mayoría de los casos es no metálico. La fórmula general de los oxácidos es:

HaEbOc 5

5

5

5

5

Para los oxácidos que se forman por combinación del óxido ĐŽŶƵŶĂƐŽůĂŵŽůĠĐƵůĂĚĞ agua, serán: Cantidad de hidrógenos a= 1 si el número de oxidación de E es impar. a=2 si el número de oxidación de E es par. Cantidad del no metal b=1 siempre, porque se forma partir de una sola molécula de agua. Cantidad de oxígenos c= (a + valencia de E)/ 2 Ejemplos: Ácido nitroso (Nitrógeno con valencia 3) HaNbOc a = 1 (Valencia impar) b = 1 (siempre) c = (a + valencia N)/2 c = (1 + 3)/2 c=2 La fórmula queda: HNO 2 5

5

5

5

5

5

Ácido sulfúrico (Azufre valencia 6) HaSbOc a = 2 (Valencia par) b = 1 (siempre) c = (a + valencia S)/2 c = (2 + 6)/2 c=4 La fórmula queda: H 2 SO 4 5

5

5

5

5

5

5

5

9.1- Nomenclatura:

8

La IUPAC admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo la palabra ácido y agregando la terminación (y el prefijo si se requiere) correspondiente al índice de oxidación, al nombre del elemento (se trabaja igual que con los óxidos e hidróxidos). KǆĄĐŝĚŽƐ Nomenclatura tradicional HClO Ácido hipocloroso HClO 2 Ácido cloroso HClO 3 Ácido clórico HClO 4 Ácido perclórico 5

5

5


223

Existe una segunda forma de nombrar los oxácidos, que es sencilla y sistemática, recomendada por la IUPAC. En primer lugar se pone la palabra “oxo”, que indica la presencia de O en el ácido, con un prefijo, mono, di, tri, tetra, etc., que indique la cantidad de los mismos (señalada por el subíndice del O). A continuación se escribe el nombre del elemento central con terminación “ato” seguida de su n° de oxidación entre paréntesis y en n° romano, finalmente se añade “de Hidrógeno”.

KǆĄĐŝĚŽƐ Nomenclatura IUPAC HClO DŽŶŽǆŽĐůŽƌĂƚŽ;/ͿĚĞŚŝĚƌſŐĞŶŽ HClO 2 ŝŽǆŽĐůŽƌĂƚŽ;///ͿĚĞŚŝĚƌſŐĞŶŽ HClO 3 dƌŝŽǆŽĐůŽƌĂƚŽ ;sͿĚĞŚŝĚƌſŐĞŶŽ dĞƚƌĂŽǆŽĐůŽƌĂƚŽ;s//ͿĚĞŚŝĚƌſŐĞŶŽ HClO 4 5

5

5


8

Los óxidos se obtienen cuando reacciona un óxido ácido con el agua: MǆŝĚŽĄĐŝĚŽн, 2 KїKǆĄĐŝĚŽ 5

5

Ejemplos: Obtener ácido sulfúrico SO 3 + H 2 Kї, 2 SO 4 Obtener ácido perclórico Cl 2 O 7 + H 2 KїϮ,ůK 4 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

RECORDAR BALANCEAR SIEMPRE LAS REACCIONES Los ŽǆĄĐŝĚŽƐ se combinan con los hidróxidos para dar sales. 9.3- KǆĄĐŝĚŽƐ ƋƵĞƐĞĨŽƌŵĂŶĐŽŶŵĄƐĚĞƵŶĂŵŽůĠĐƵůĂĚĞĂŐƵĂ:

8

a) KǆĄĐŝĚŽƐ de Boro: este elemento forma un solo óxido (B 2 O 3 ), el cual puede combinarse con una y con tres moléculas de agua para dar dos oxácidos distintos. 5

5

5

5

B 2 O 3 (s) + H 2 O (l) їϮ, B O 2 (ac) B 2 O 3 (s) + 3 H 2 O (l) ї, 3 BO 3 (ac) 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”.

HBO 2 5

H 3 BO 3 5

5

5


Ácidos del Boro - Nomenclatura Formado a partir de Ácido metabórico 1 molécula de agua Formado a partir de Ácido ortobórico 3 molécula de agua

224

b) KǆĄĐŝĚŽƐ de Si: este elemento también tiene un solo óxido (SiO2) que reacciona con más de una molécula de agua, para dar oxácidos. Se puede combinar con una y con dos moléculas de agua: SiO 2 (s) + H 2 O (l) ї, 2 SiO 3 (ac) – Ácido metasilícico SiO 2 (s) + 2 H 2 O (l) ї, 4 SiO 4 (ac) – Ácido ortosilícico 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

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5

5

5

5

5

5

5

5

5

3) KǆĄĐŝĚŽƐ ĚĞW͕ƐǇ^ď͗estos tres elementos, que se ubican en el mismo grupo de la tabla periódica y tienen el mismo comportamiento, forman dos óxidos (con n° de oxidación +3 y +5) y cada uno de ellos se puede combinar con una, dos y tres moléculas de agua, para dar tres oxácidos distintos en cada valencia, lo que suma un total de seis oxácidos diferentes para cada elemento. Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”. Y para el caso en que se combina con dos moléculas de agua, como no es ni la menor ni la mayor cantidad de moléculas de agua, se usa el prefijo “piro”. Fósforo valencia 3 - P(III):

8

P 2 O 3 (s) + H 2 O (l) їϮ,WK 2 (ac) – Ácido metafosforoso P2O3 (s) + 2 H2O (l) ї, 4 P 2 O 5 (ac) - Ácido pirofosforoso P2O3 (s) + 3 H2O (l) їϮ, 3 PO 3 (ac) - Ácido ortofosforoso 5

5

5

5

5

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5

5

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5

5

Fósforo valencia 5 - W;sͿ͗

8

P 2 O 5 (s ) + H 2 O (l) їϮ,WK 3 (ac) - Ácido metafosforico P 2 O 5 (s) + 2 H 2 O (l) ї, 4 P 2 O 7 (ac) - Ácido pirofosforico P 2 O 5 (s) + 3 H 2 O (l) ї, 3 PO 4 (ac) - - Ácido ortofosforico 5

5

5

5

5

5

5

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5

5

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5

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5

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5

5

5

5

5

5

5

El prefijo “orto” es el único que puede no estar indicado y corresponde al ácido formado con la mayor cantidad de moléculas de agua. Para estos casos hay que aprender las fórmulas de memoria. 10- Z/KE^>K^My/KÊ&MdZK^ Los óxidos anfóteros son los óxidos que frente al agua presentan un comportamiento dual, pudiendo formar hidróxidos u oxácidos, según la concentración relativa de H+ (protones) y OH- presentes en el medio en que se produce la reacción. Este comportamiento puede ocurrir para un elemento con una sola valencia, como Zn y Al; y para elementos con más de una valencia, en cuyo caso puede ser anfótera una sola de ellas, ejemplo Cr (III), o las dos, caso de Pb y Sn en sus valencias II y IV. Además, algunos de ellos pueden combinarse también con más de una molécula de agua, para formar oxácidos. En estos casos, se trabaja igual que antes. Zinc: este elemento forma un solo óxido y se combina con agua para dar un hidróxido o un oxácido, según las reacciones:


225

ZnO + H 2 O їŶ;K,Ϳ 2 (ac) - Hidróxido de zinc ZnO + H 2 Kї, 2 ZnO 2 (ac) - Ácido zínquico 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

Aluminio: este elemento también forma un solo óxido, pero puede combinarse con una y tres moléculas de agua para dar oxácidos diferentes: Al 2 O 3 (s) + H 2 O (l) їů;K,Ϳ 3 (ac) - Hidróxido de aluminio Al 2 O 3 (s) + H2O (l) їϮ,ůK 2 (ac) - Ácido Metaalumínico Al 2 O 3 (s) + 3 H 2 O (l) їϮ, 3 AlO 3 (ac) - Ácido Ortoalumínico 5

5

5

5

5

5

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5

5

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5

5

5

5

5

WůŽŵŽǇƐƚĂŹŽ: estos dos elementos presentan comportamientos similares para sus dos valencias. Ambas pueden combinarse con una y dos moléculas de agua para formar oxácidos. PbO (s) + H 2 O (l) їWď;K,Ϳ 2 (ac) - Hidróxido Plumboso PbO (s) + H 2 O (l) ї, 2 PbO 2 (ac) - Ácido Metaplumboso PbO (s) + 2 H 2 O (l) ї, 4 PbO 3 (ac) - Ácido Ortoplumboso PbO 2 (s) + H 2 O (l) їWď;K,Ϳ 4 (ac) - Hidróxido Plúmbico PbO 2 (s) + H 2 O (l) ї, 2 PbO 3 (ac) - Ácido Metaplúmbico PbO 2 (s) + 2 H 2 O (l) ї, 4 PbO 4 (ac) - Ácido Ortoplúmbico 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

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5

5

5

5

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5

5

5

5

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5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

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5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

Cromo: este elemento presenta anfoterismo solo para una de sus valencias (III), y solo se combina con una molécula de agua para dar oxácidos. Cr 2 O 3 Cr 2 O 3

+ H 2 O (l) їƌ;K,Ϳ 3 (ac) - Hidróxido Cromoso o de cromo (III) (s) + H 2 O (l) ї,ƌK 2 (ac) - Ácido Cromoso (s)

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

11- HIDRUROS METÁLICOS: HIDRÓGENO + METAL Los hidruros son compuestos binarios de H, actuando con número de oxidación +1 (forma un catión) o –1 (forma un anión). Si el hidrógeno actúa con número de oxidación -1, se combina con un catión metálico y el compuesto que se forma se denomina hidruro metálico. La fórmula general para hidruros metálicos es:

MeHn 5

5

5

Al ser un compuesto binario, los elementos que lo componen intercambian sus números de oxidación, que se colocan como subíndices. El valor de n equivale a la valencia del metal. Como el hidrógeno es electronegativo en este tipo de compuesto se escribe después del metal en la fórmula. 11.1- Nomenclatura:

8

Para nombrar un hidruro metálico, se indica “hidruro de” seguido del nombre del metal:


226

Hidruros metálicos Nomenclatura tradicional NaH Hidruro de Sodio MgH 2 Hidruro de Magnesio 5


8

Los hidruros metálicos se obtienen cuando reacciona un metal con el hidrógeno Metal + H 2 ї,ŝĚƌƵƌŽDĞƚĄůŝĐŽ 5

5

Ejemplos Obtener hidruro de sodio 2 Na + H 2 їϮEĂ, Obtener hidruro de magnesio Mg + H 2 їDŐ, 2 5

5

5

5

5

RECORDAR BALANCEAR SIEMPRE LAS REACCIONES 12- HIDRUROS NO METÁLICOS (HIDRÁCIDOS): HIDRÓGENO + NO METAL Si el hidrógeno actúa con número de oxidación +1, se combina con un anión no metálico y el compuesto que se forma se denomina hidruro no metálico. Para los hidruros de elementos no metálicos, F, Cl, Br, I, S, Se, Te, etc., se escribe igual que los hidrácidos, pero ƐŝĞŵƉƌĞŝŶĚŝĐĂŶĚŽƐƵĞƐƚĂĚŽĚĞĂŐƌĞŐĂĐŝſŶ͕ƋƵĞĞƐŐĂƐĞŽƐŽ.

H n E (g) 5

5

El valor de n corresponde a la valencia del no metal y el hidrógeno se escribe en primer lugar por ser más electropositivo que el no metal. 12.1- Nomenclatura:

8

Para nombrarlos se indica primero, el nombre del elemento con terminación “uro” seguido por “de hidrógeno”: Hidruros no metálicos Nomenclatura tradicional HCl (g) Cloruro de Hidrógeno H 2 S (g) Sulfuro de hidrógeno 5

5


8

Los hidruros no metálicos se obtienen cuando reacciona un metal con el hidrógeno No Metal (g) + H 2 ;ŐͿї,ŝĚƌƵƌŽEŽDĞƚĄůŝĐŽ;ŐͿ 5

5


227

Ejemplos Obtener cloruro de hidrógeno Cl 2 (g) + H 2 ;ŐͿїϮ,ů;ŐͿ Obtener sulfuro de hidrógeno S 8 + 8 H 2 ;ŐͿїϴ, 2 S 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

RECORDAR BALANCEAR SIEMPRE LAS REACCIONES 12.3- Hidrácidos:

8

Los hidrácidos son un segundo tipo de ácidos, se forma por combinación de H con un elemento no metálico, F, Cl, Br o I actuando con número de oxidación -1, o S, Se y Te actuando con número de oxidación -2. Son compuestos binarios del H, en los que este elemento actúa con número de oxidación +1, y ĞǆŝƐƚĞŶĐŽŵŽ tales disueltos en agua. La fórmula de los hidrácidos es:

HE n 5

Siendo E el elemento no metálico y n su valencia. Para nombrarlos, se indica el tipo de compuesto, ácido seguido del nombre del elemento terminado en “hídrico”: Hidrácidos Nomenclatura tradicional HCl (ac) Ácido clorhídrico H 2 S (ac) Ácido Sulfhídrico 5

5

Para obtenerlos, se burbujea el hidruro gaseoso en agua, formándose el correspondiente hidrácido: ,ů;ŐͿї,ů;ĂĐͿ– Ácido clorhídrico H 2 ^;ŐͿї, 2 S (ac) – Ácido sulfhídrico 5

5

5

5

13- SALES: ,/ZMy/K^н/K^ Las sales se forman por combinación de un hidróxido con un ácido, ya sea un oxácido o un hidrácido. Las sales provenientes de oxácidos se denominan ŽǆŽƐĂůĞƐ y aquellas que provienen de hidrácidos se denominan sales haloideas. Para obtener la fórmula de una sal se hace perder al ácido sus H dejando los elementos restantes con una carga negativa “igual al número de H perdidos”; por otro lado, el hidróxido pierde sus oxidrilos dejando al metal como ión con carga positiva (igual al número de OH perdidos). Estos dos iones interaccionan entre sí para formar la sal. La carga del catión se coloca sin signo, como subíndice del anión y la carga del anión, sin signo, como subíndice del catión. La fórmula general de una sal es

Me a (Anión) m 5

5

5

Donde a es igual a la carga del anión que proviene del ácido y m es igual a la carga del catión que proviene del hidróxido.


228

Reacción de descomposición de un ácido: ,ů;ĂĐͿїů - + H + H 2 SO 4 ;ĂĐͿї^K 4 2- + 2 H + ZĞĂĐĐŝſŶĚĞĚĞƐĐŽŵƉŽƐŝĐŝſŶĚĞƵŶŚŝĚƌſǆŝĚŽ: Na(OH) ;ĂĐͿїEĂ + + OH Ca(OH) 2 ;ĂĐͿїĂ 2+ + 2 OH 3

5

5

5

5

3

3

5

53

3

3

5

5

3

3

3

3

3

13.1- Ecuación de obtención de una sal:

8

Las sales se obtienen cuando reacciona un ácido con un hidróxido y se obtiene la sal con liberación de agua. Este tipo de reacción se denomina reacción de neutralización: ĐŝĚŽн,ŝĚƌſǆŝĚŽї^ĂůнŐƵĂ Ejemplos Obtener cloruro de sodio ,ůнEĂ;K,ͿїEĂůн, 2 O Obtener sulfato de sodio H 2 SO 4 нϮEĂ;K,ͿїEĂ 2 SO 4 + 2 H 2 O 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

RECORDAR BALANCEAR SIEMPRE LAS REACCIONES

13.2- Nomenclatura: Para nombrar una sal se indica primero el nombre del anión, proveniente del ácido con una terminación particular, seguido del nombre del catión seguido de su número de valencia, en romanos y entre paréntesis, si puede actuar con más de una. 8

KǆŽƐĂůĞƐ: Es posible usar la nomenclatura tradicional para indicar la valencia del metal: Si el oxácido termina en “oso” se reemplaza por “ito”. Si el oxácido termina en “ico” se reemplaza por “ato”. Si el nombre del oxácido incluía un prefijo (“hiper” o “per”), este no cambia. También se puede usar la nomenclatura sistemática, en la que solo se debe omitir la palabra ácido y reemplazar “hidrógeno” por el nombre del catión, indicando si es preciso, su valencia.

NaClO NaClO 2 NaClO 3 NaClO 4 Fe(SO 4 ) Fe 2 (SO 4 ) 3 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

KǆŽƐĂůĞƐ - Nomenclatura DŽŶŽǆŽĐůŽƌĂƚŽ;/ͿĚĞƐŽĚŝŽ ŝŽǆŽĐůŽƌĂƚŽ;///ͿĚĞƐŽĚŝŽ dĞƚƌĂŽǆŽĐůŽƌĂƚŽ;s//ͿĚĞƐŽĚŝŽ dƌŝŽǆŽĐůŽƌĂƚŽ;sͿĚĞƐŽĚŝŽ dĞƚƌĂŽǆŽƐƵůĨĂƚŽ;s/ͿĚĞŚŝĞƌƌŽ;//Ϳ dĞƚƌĂŽǆŽƐƵůĨĂƚŽ;s/ͿĚĞ hierro (III)

Hipoclorito de sodio Clorito de sodio Clorato de sodio Perclorato de sodio Sulfato ferroso ^ƵůĨĂƚŽĨĠƌƌŝĐŽ

Sales haloideas: La terminación “hídrico” se reemplaza por “uro”


229

Sales haloideas Nomenclatura tradicional Cloruro de sodio Sulfuro de sodio

NaCl Na 2 S 5

5

14- SALES ÁCIDAS Y BÁSICAS Algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o las bases que las originan, cuando estos poseen más de un H u oxidrilo, respectivamente. En estos casos, la fórmula de la misma incluye uno o más H si es una sal ácida, y uno o más oxidrilos si la sal es básica. Al no perder todos los H u OH-, la carga total de los iones formados no es la misma. Para nombrarlas debe indicarse luego del anión, la presencia de H u oxidrilos con la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando los prefijos di, tri, etc. ^ĂůĞƐĄĐŝĚĂƐǇďĄƐŝĐĂƐ Nomenclatura tradicional Sulfato ácido de calcio Ca(HSO 4 ) 2 ΀Ă;K,Ϳ΁ 2 SO 4 Sulfato básico de calcio 5

5

5

5

5

5

15- WZMy/Kz^hWZMy/K^ Los peróxidos y superóxidos son compuestos formados por un metal y el oxígeno actuando este último con número de oxidación negativo diferente a -2. Una característica particular de estos compuestos, es que el oxígeno nunca se halla en forma monoatómica, sino diatómica. Para nombrarlos simplemente se indica el tipo de compuesto, peróxido o superóxido, según corresponda, seguido del nombre del metal. WĞƌſǆŝĚŽƐ: En estos compuestos el oxígeno actúa con número de oxidación -1 y al ser diatómico la fórmula de su anión es O 2 2- ;ĂŶŝſŶƉĞƌſǆŝĚŽͿ. 5

53

3

WĞƌſǆŝĚŽƐ Nomenclatura tradicional Na 2 O 2 WĞƌſǆŝĚŽĚĞsodio MgO 2 WĞƌſǆŝĚŽĚĞŵĂŐŶĞƐŝŽ Fe 2 (O 2 ) 3 WĞƌſǆŝĚŽĨĠƌƌŝĐŽ 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

^ƵƉĞƌſǆŝĚŽƐ: En estos compuestos el oxígeno actúa con número de oxidación -0,5 y al ser diatómico la fórmula de su anión es O 2 - ;ĂŶŝſŶƐƵƉĞƌſǆŝĚŽͿ 5

5

^ƵƉĞƌſǆŝĚŽƐ Nomenclatura tradicional LiO 2 ^ƵƉĞƌſǆŝĚŽĚĞ>ŝƚŝŽ Sn(O 2 ) 2 ^ƵƉĞƌſǆŝĚŽĚĞĞƐƚĂŹŽ;//Ϳ 5

5

5


5

5

5

230

En este tipo de compuestos el ƐƵďşŶĚŝĐĞϮĚĞůŽǆşŐĞŶŽque indica el tipo particular de enlace diatómico nunca se simplifica, conocer los tipos de óxidos que puede formar el oxígeno para no confundirlos, por ejemplo: Oxido de estaño: SnO (Estaño valencia +2, Oxígeno valencia -2) Peróxido de estaño: SnO2 (Estaño valencia +2, Oxígeno valencia -1) Superóxido de estaño: Sn(O2)2 (Estaño valencia +2, Oxígeno valencia -0.5)


231

16- TABLA DE ANIONES Y CATIONES MÁS COMUNES


232


233


234

EJERCICIOS: COMPUESTOS INORGÁNICOS 1- Completar la tabla:

Element o

dŝƉŽĚĞſǆŝĚŽ (básico/ácido)

Fórmu la del ſǆŝĚŽ

Nomenclatur a por atomicidad

Nomenclatur a de numerales de stock

Nomenclatur a tradicional

Mg (II) Ag (I) Wď;/sͿ Br (I) Cl (III) Zn (II) Fe (III) Cu (II) /;s//Ϳ ƌ;sͿ ^;s/Ϳ 2- Escribir la ecuación de obtención de los siguientes óxidos: Óxido hipoiodoso Óxido de cadmio Óxido fosforoso Monóxido de dilitio Óxido potásico Óxido de estaño (IV) Dióxido de carbono Óxido de plomo (II) Heptóxido de dibromo Óxido de cromo (VI) 3- Escribir el nombre de los siguientes óxidos. Clasificarlos según el tipo de reacción que dará en presencia de agua: MǆŝĚŽ

Clasificación (Ácido /Básico)

sĂůĞŶĐŝĂĚĞů no metal /metal

Nombre (nomenclatura tradicional)

Au 2 O 3 P2O5 NiO Hg 2 O BaO Bi 2 O 3 Bi 2 O 5 Sb 2 O 3 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5


235

As 2 O 5 SO 3 SrO CoO CaO Co 2 O 3 SeO 2 5

5

5

5

5

5

5

5

4- Formular los hidróxidos de los siguientes iones, escribir el nombre de cada uno. Catión Mg (II) Ag (I) Wď;/sͿ Zn (II) Fe (III) Cu (I) Au (III) Li (I) ^Ŷ;/sͿ Ba (II) Ni (III)

&ſƌŵƵůĂĚĞůŚŝĚƌſǆŝĚŽ

Nomenclatura

5- Escribir la ecuación de obtención de los siguientes hidróxidos: ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞƉŽƚĂƐŝŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĐĄůĐŝĐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĨĞƌƌŽƐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞƐŽĚŝŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽde zinc ,ŝĚƌſǆŝĚŽĐƷƉƌŝĐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽŶŝƋƵĞůŽƐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĐŽďĄůƚŝĐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽ ĚĞ magnesio 6- Formular los ácidos de los siguientes elementos considerando su valencia, escribir el nombre de cada uno. Elemento

Fórmula del ácido

;/sͿ Cl (I) Br (III) /;sͿ ƌ;s//Ϳ


236

Nomenclatura tradicional

Nomenclatura IUPAC

N (III) ^;/sͿ E;sͿ 7- Escribir la ecuación de obtención de los siguientes ácidos: Ácido sulfúrico Ácido nítrico Ácido percrómico Ácido brómico Ácido hipocloroso Ácido ortofosfórico Ácido piro fosfórico Ácido carbónico Ácido nitroso 8- Escribir el nombre de los siguientes hidruros. Clasificarlos según el tipo (metálico / no metálico) y escribir su nombre.

Hidruro

Clasificación (Metálico / No metálico)

sĂůĞŶĐŝĂĚĞů no metal / metal


LiH CoH 3 AlH 3 HI TeH 2 HCl H2S 5

5

5

5

5

9- Escribir la ecuación de obtención de los siguientes hidruros: Hidruro de calcio Hidruro de magnesio Hidruro de hierro(II) Hidruro de níquel (III) Sulfuro de hidrógeno Yoduro de hidrógeno 10- Escribir la ecuación de obtención de los siguientes hidrácidos: Ácido fluorhídrico Ácido telurhídrico Acido bromhídrico Ácido clorhídrico Ácido sulfhídrico


237

11- Completar la tabla: Tipo (KǆŽƐĂů / Haloidea)

Sal


KNO 2 BaCO 3 Na 4 PbO 4 Cu 3 (PO 3 ) 2 AgCl CaCO 3 Sr(BO 2 ) 2 Li 2 SO 4 CdSnO 3 NiBr 2 FeSO 3 Cr(ClO) 3 Au(ClO 4 ) 3 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

12- Escribir la ecuación de obtención de las siguientes sales: Sulfato de estroncio ƌŽŵƵƌŽĨĠƌƌŝĐŽ Metaantimonito de cinc Pirofosfato plumboso Piroantimonito plúmbico Telurito estañoso Carbonato de calcio Ortofosfito cúprico Permanganato de potasio &ůŽƵƌƵƌŽĂƌŐĠŶƚŝĐŽ Carbonato de bario Sulfato de litio Plumbito de sodio Metaborato de estroncio ĂƌďŽŶĂƚŽĨĠƌƌŝĐŽ Estañito cobáltico Nitrato cobaltoso WĞƌĐůŽƌĂƚŽŵĂŐŶĠƐŝĐŽ Bromito estánico Iodato plumboso Hipoclorito alumínico


238

Nomenclatura IUPAC

13- Escribir la fórmula de cada compuesto e indicar el tipo de compuesto de que se trata. Nombre Sulfato de cobre (II) ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞĂŵŽŶŝŽ Carbonato de mercurio (I) dƌŝǇŽĚƵƌŽĚĞĨſƐĨŽƌŽ Ácido hipocloroso ,ĞƉƚſǆŝĚŽĚĞĚŝĐůŽƌŽ zŽĚƵƌŽĚĞŵĂŐŶĠƐŝŽ Ácido sulfuroso Manganato de potasio Cromato de plomo (II) Fosfato de hierro (II) WĞŶƚſǆŝĚŽĚĞĚŝŶŝƚƌſŐĞŶŽ Hipoclorito de sodio Dicromato de sodio MǆŝĚŽĚĞďŝƐŵƵƚŽ(III) Ácido Carbónico MǆŝĚŽĚĞƉůĂƚĂ;/Ϳ Fluoruro de estaño (II) DŽŶſǆŝĚŽĚĞĐĂƌďŽŶŽ Ácido fosfórico Ácido sulfhídrico ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞƉŽƚĂƐŝŽ Sulfato de zinc dƌŝſǆŝĚŽĚĞĂǌƵĨƌĞ MǆŝĚŽĚĞǌŝŶĐ Fluoruro estanoso

Fórmula

Tipo de compuesto

14- El Nitrógeno reacciona con el oxígeno para producir óxido nitroso: a) Plantear la ecuación de obtención de dicho óxido. b) Cuántos moles de O 2 se necesitan para reaccionar completamente 0.67 moles de N2? c) ¿Cuántos gramos de óxido nitroso se producen por cada 8.00 g de O 2 consumidos? d) ¿Cuántas moléculas de N 2 se necesitarán para formar 3.4 litros de óxido nitroso? 5

5

5

5

5

5

5

5

15- El ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de sodio para dar sulfato de sodio. a) Plantear la ecuación correspondiente. b) ¿Cuántos moles de agua se formarán si reaccionan con 100 g de ácido sulfúrico?


239

c) ¿Cuántos moles de sulfato de sodio se producen cuando se forman 0.600 moles de agua? 16- ¿Cuántos gramos de hidrógeno gaseoso y cloro deben reaccionar para producir 375 g de cloruro de hidrógeno? ¿Cuántos moles de cloro son necesarios? Qué volumen en CNTP de cloruro de hidrógeno se producirán? 17- El ácido carbónico produce carbonato de calcio reaccionando con un hidróxido. a) ¿Cuál es el hidróxido con el que debe reaccionar el ácido carbónico? b) ¿Cuántos moles de hidróxido se requieren para reaccionar con 4.50 moles de ácido carbónico? c) Si en la reacción se produjeron 40.6 g de agua, ¿cuántos moles de ácido carbónico reaccionaron? d) Si en la reacción se forman 1.55 moles de carbonato de calcio, ¿cuántos moles de agua se producen? e) ¿Cuántos gramos de carbonato de calcio se pueden formar a partir de 0.512 moles de hidróxido? f) ¿Cuántas moléculas de ácido carbónico son necesarios para producir 221 g de sal? 18- El ácido clorhídrico reacciona con hidróxido de calcio para formar cloruro de calcio. Si se dispone de 0.840 moles de HCl (ac) calcular: a) La cantidad máxima de Ca (OH) 2 , en gramos, que se consume durante la reacción. b) La cantidad máxima de agua, en gramos, que se puede formar durante la reacción. c) La cantidad máxima de CaCl 2 , en gramos, que se puede formar. d) La cantidad de partículas de HCl, que se consumen durante la reacción 5

5

5

5

19- Se mezclaron 5 g de hidróxido de aluminio con 2.3 g de ácido nítrico y se obtuvo la sal correspondiente. a) ¿Cuál sustancia es el reactivo limitante? b) ¿Cuál es el rendimiento teórico de la sal? c) Si el rendimiento real es de 2 g de sal ¿cuál es el rendimiento porcentual? 20- Reaccionaron 0.76 g de azufre con 2 g de hidrógeno para dar sulfuro de hidrógeno. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuál es el rendimiento teórico de la reacción? c) Si el rendimiento real es de 0.67 g de sulfuro de hidrógeno, ¿cuál es el rendimiento porcentual?


240

CAPÍTULO 11: SOLUCIONES QUÍMICAS

SOLUCIONES QUÍMICAS 1- DEFINICIÓN DE SOLUCIÓN Se denomina solución a un sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas o disueltas en forma ŚŽŵŽŐĠŶĞĂen otra sustancia. El soluto es la sustancia que se disuelve (es la que está en menor cantidad) El disolvente es el agente que disuelve o el componente en mayor cantidad. Una solución verdadera es aquella en la que las partículas del soluto disuelto tienen tamaño molecular o iónico, generalmente en el intervalo de 0.1 a 1 nm. Las propiedades de una solución verdadera son las siguientes: - Es una mezcla homogénea de dos o más componentes y tiene composición variable (puede variar la proporción entre soluto y solvente) - El soluto disuelto tiene tamaño molecular o iónico - Puede ser incolora o colorida y generalmente translúcida. - El soluto está distribuido de manera uniforme en la solución y no se sedimentará con el tiempo. - El soluto se puede separar del solvente por medios físicos. 2- TIPOS DE SOLUCIONES Los disolventes y las soluciones que se forman no siempre son líquidos. ESTADO GASEOSO LÍQUIDO

^K>sEd GAS LÍQUIDO

SOLUTO GAS GAS

LÍQUIDO

LÍQUIDO

LÍQUIDO

LÍQUIDO

LÍQUIDO

SÓLIDO

SÓLIDO

SÓLIDO

LÍQUIDO

SÓLIDO

SÓLIDO

SÓLIDO

EJEMPLO Aire (O 2 en N 2 ) Bebidas Gaseosas Vodka (etanol en agua) Solución salina Amalgama (mercurio líquido en plata sólida) Acero (carbono disuelto en hierro) 5

5

5

5

3- UNIDADES DE CONCENTRACIÓN La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto disuelta en determinada cantidad de disolvente o de solución. Una solución diluida contiene una cantidad relativamente pequeña de soluto. Una solución concentrada contiene cantidades relativamente grandes disueltas del soluto.


243

UNIDADES Porcentaje en masa Porcentaje en peso Partes por millón Porcentaje masa/volumen Porcentaje peso/volumen Porcentaje en volumen Molaridad Molalidad Normalidad

SÍMBOLO % m/m % p/p ppm (mg/Kg) % m/v % p/v % v/v M m N

DEFINICIÓN (masa soluto/masa solución) x 100 (peso soluto/peso solución) x 100 (masa soluto/masa solución) x 1000000 (masa soluto/volumen solución) x 100 (peso soluto/volumen solución) x 100 (volumen soluto/volumen solución) x 100 (moles soluto/litro solución) (moles soluto/kg solvente) (equivalentes soluto/litro solución)

Normalidad: Para el cálculo de la normalidad es necesario calcular el número de equivalentes del soluto. Equivalente de un ácido: Peso molecular/cantidad de protones Equivalente de una base: Peso molecular/cantidad de OH Equivalente de una sal: Peso molecular/total de H+ y OH Equivalente de un reductor: Peso molecular/cantidad de electrones que puede ceder Equivalente de un oxidante: Peso molecular/cantidad de electrones que puede captar 4- SOLUBILIDAD El término solubilidad describe la cantidad de una sustancia (soluto) que se disuelve en una cantidad específica de otra sustancia (disolvente) en condiciones determinadas. Con frecuencia el término solubilidad se utiliza en términos relativos. Se dice que una sustancia es muy soluble, moderadamente soluble, ligeramente insoluble. Aunque estos términos no indican con exactitud cuánto soluto se va a disolver, suelen utilizarse para describir en forma cualitativa la solubilidad de una sustancia. Cuando dos líquidos se pueden mezclar para formar una disolución se denominan miscibles, los que no forman soluciones se denominan inmiscibles. 4.1- SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Debido a su naturaleza polar, el agua es un buen disolvente de sustancias iónicas. Las moléculas de agua rodean a la red cristalina. Al aproximarse a un ión negativo, se alinean de forma que tal que los extremos dipolares positivos del agua apuntan al ión. Cuando las moléculas de agua se aproximan a un ión positivo, se alinean de tal manera que los momentos dipolares positivos apuntan al ión. La atracción entre un solo dipolo del agua con el ión es más débil que la atracción entre dos iones pero cuando el ión se encuentra rodeado por varias moléculas de agua, las atracciones de varios dipolos vencen las atracciones entre los iones y el ión pasa a solución.


244

Se deben dar tres condiciones para que una sal sea parte de una solución: - Se deben vencer las fuerzas que mantienen unidos a los iones en la sal - Se deben vencer las fuerzas de atracción entre al menos algunas de las moléculas de agua. - Las moléculas de soluto y de disolvente deben atraerse mutuamente e interactuar. El proceso por el cual las moléculas de agua rodean los iones de un soluto se llama hidratación. Si el líquido es diferente del agua se utiliza el término más general de solvatación. Si las fuerzas que mantienen unidos a los iones son grandes, la hidratación de los iones no las vence. Muchos sólidos que tienen iones con cargas dobles o triples son prácticamente insolubles en agua.

NO 3 S S S S S S S S S S S S 5

+

NH 4 Na + K+ Ba 2+ Ca 2+ Mg 2+ Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ Zn 2+ Pb 2+ Ag + 5

53

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

53

-

SOLUBILIDAD DE SÓLIDOS IÓNICOS EN AGUA CH 3 COO Cl SO 4 2OH S 2S S N N S S S S S S S S S S S S S S S D S S P P P,D S S S I D S S S I I S S S I I N S P I D S S S I I S P I I I P I I N I 5

5

3

3

5

53

3

3

CO 3 2S S S I I I I I N I I I 5

53

PO 4 3S S S I I I I I I I I I 5

53

S = soluble en agua, P = parcialmente soluble en agua, I = insoluble en agua, D = se descompone, N = No existe como sólido iónico


245

4.2- ^K>h/>/>K^KDWh^dK^Ks>Ed^ La regla ͞^D:Ed/^h>s^D:Ed͟significa que solutos no polares (o muy poco polares) se disuelven mejor en disolventes no polares, y que solutos muy polares se disuelven mejor en disolventes polares como el agua. Esta regla funciona bien con respecto a sustancias no polares que no se disuelven en agua pero sí en solventes no polares como el hexano y otros hidrocarburos. Las fuerzas que mantienen la integridad de las moléculas no polares son débiles. La regla no aplica tan bien cuando se trata de solutos polares y en solución acuosa. Las solubilidad en agua depende de la capacidad de formar puentes hidrógeno. Por lo general, las moléculas que tienen alta proporción de oxígeno o nitrógeno se disuelven bien en agua. Cada átomo de nitrógeno u oxígeno de una molécula de soluto puede ayudar a disolver hasta cuatro átomos de carbono unidos a él. En general, la formación de puentes hidrógeno es más importante que la polaridad para determinar la solubilidad en agua de una sustancia molecular.

4.3- EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD La temperatura afecta la solubilidad de la mayoría de las sustancias. Casi todos los solutos tienen una solubilidad limitada en un solvente específico a determinada temperatura. Para la mayor parte de los sólidos disueltos en un líquido al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad. La solubilidad de un gas disminuye con la temperatura debido a que para disolverse las moléculas de gas deben formar algún tipo de enlace con las moléculas de líquido, cuando aumenta la temperatura, aumenta la energía cinética y las moléculas de gas tienden a escapar del seno del líquido.


246

4.4- EFECTO DE LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD Los cambios pequeños de presión tienen poco efecto en la solubilidad de sólidos en líquidos o de líquidos en líquidos, pero tienen un efecto notable en la solubilidad de gases en líquidos. La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la solución.


247

4.5- EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Para la mayor parte de las sustancias existe un límite en cuanto a la cantidad que se puede disolver en un determinado solvente. Este límite varía con la naturaleza del soluto, del solvente y con la temperatura. Las solubilidades suelen expresarse como gramos de soluto por 100 g. Como la solubilidad depende de la temperatura, debe indicarse a qué temperatura se expresa el valor. De la misma forma que en los cambios de fase, existe un equilibrio dinámico entre la disolución de un cristal sólido y el proceso inverso, la cristalización. En el equilibrio, la velocidad de disolución es igual a la velocidad de cristalización.

Se dice que una solución que a una dada temperatura existe en equilibrio dinámico con el soluto sin disolver está saturada. Cuando una solución contiene menos soluto que el límite de solubilidad se trata de una solución no saturada. Algunas veces, se puede preparar una solución que contenga más cantidad de soluto que el necesario para preparar una solución saturada. Este tipo de solución se llama sobresaturada y es siempre inestable. Cualquier perturbación (como un golpe en las paredes del recipiente, agitación o la siembra con cristales) basta para inducir a la precipitación del exceso de soluto y la solución alcanza el estado de equilibrio. Una solución no saturada puede transformarse en saturada o sobresaturada si se modifica la temperatura. Por esto es muy importante contar con el dato de temperatura al evaluar la solubilidad de una sustancia.


248

4.6- s>K//^K>h/ME La velocidad de disolución depende de: a) Tamaño de partícula: A menor tamaño de partícula, mayor velocidad de disolución (mayor superficie expuesta del soluto hacia el solvente) b) Temperatura: A mayor temperatura, mayor velocidad de disolución (aumenta la solubilidad) c) Concentración de la solución: A medida que se va agregando soluto a la solución que ya tiene soluto disuelto, va disminuyendo la velocidad de disolución. d) Agitación: La agitación mejora la velocidad de difusión del sólido en el líquido y aumenta la velocidad de disolución. 5- ^K>h/KE^/>^͗WZKW/^K>/'d/s^ 5.1 – SOLUCIONES IDEALES Se denomina soluciones ideales o diluidas a aquellas soluciones que tienen muy poca cantidad de soluto en relación a la cantidad de solvente. Las partículas de soluto están muy subdivididas, prácticamente en tamaño molecular. La concentración de una solución ideal es menor a 0.2 M.

En las soluciones ideales, cada partícula de soluto está rodeada por partículas de solvente que forman una esfera de solvatación. Las partículas de soluto no son perceptibles a simple vista. En estas disoluciones el calor de disolución es cero, es decir, no se calientan ni se enfrían al incorporar el soluto al solvente. 5.2 – WZKW/^K>/'d/s^^K>hdKÊK>dZK>/dK^ Las propiedades coligativas (o propiedades colectivas) son propiedades que dependen sólo del número de partículas de soluto en la disolución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Todas las propiedades dependen del número de partículas independientemente de que sean moléculas, partículas o iones. Las propiedades coligativas son: 9 9 9 9

Disminución de la presión de vapor Elevación del punto de ebullición Disminución del punto de congelación Presión osmótica

Disminución de la presión de vapor:

8

Si un soluto es no volátil (es decir, no tiene una presión de vapor que se pueda medir), la presión de vapor de sus disoluciones es siempre menor a la del disolvente puro:


249

>ĞǇ ĚĞ ZĂŽƵůƚ: La presión parcial de un disolvente en solución, P 1 está dada por la presión de vapor del disolvente puro P° 1 multiplicada por la fracción molar del disolvente en solución X 1 . 5

5

5

5

5

5

P 1 = P° 1 . X 1 X 1 = 1 - X 2 (X 2 es la fracción molar del soluto) 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

P 1 = P° 1 . (1 – X 2 ) P 1 = P° 1 . – P° 1 X 2 P° 1 X 2 = P°1 . – P 1 P° 1 . – P 1 = ȴP 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

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5

5

5

5

5

5

ȴWсW° 1 . y 2 La disminución del a presión de vapor es proporcional a la fracción molar del soluto en solución. 5

5

5

Fracción molar soluto (X2) = moles de soluto / (moles soluto + moles de solvente) Fracción molar solvente (X1)= moles de solvente / (moles soluto + moles de solvente) En una solución ideal o diluida: moles de soluto >> moles de solución El vapor es un sistema más desordenado que el solvente puro en estado líquido. La solución, debido a la incorporación del soluto, es un sistema más desordenado que el solvente puro. La presión de vapor de la solución es menor porque la diferencia de orden entre el vapor y la solución es menor que entre el vapor y el solvente puro. El solvente en solución tiene menos tendencia a abandonar el líquido que si estuviera puro. Si los componentes son volátiles (es decir, se pueden medir sus presiones de vapor), la presión de vapor de la solución es la suma de las presiones parciales individuales: Presión parcial del líquido A P A сy A .P° A Presión parcial del líquido B P B сy B .P° B Presión de vapor de la solución P T = P A + P B P T сy A .P° A нy B .P° B 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

Dependencia de las presiones parciales en componenetes volatiles con respecto a sus fracciones molares.


250

Elevación del punto de ebullición (Aumento ebulloscópico):

8

Como el soluto baja la presión de vapor de la solución comparada con el solvente puro, la temperatura a la cual la presión de vapor de la solución iguala a la presión atmosférica (punto de ebullición) es mayor que en la solución que en el solvente puro.

Diagrama de fases que muestra el aumento del punto de ebullicion y la disminucion del punto de congelacion de disoluciones acuosas.

El aumento del punto de ebullición es proporcional a la molalidad de la solución:

ȴd b = T b – T b ° 5

5

5

5

5

5

T b ° = Punto de ebullición del solvente puro T b =Punto de ebullición de la solución 5

5

5

5

ȴd b = K b .m 5

5

5

5

K b = Constante molal de elevación del punto de ebullición (depende de cada solvente) m = molalidad de la solución (moles de soluto/kg de solvente) 5

5

Disminución del punto de congelación (Descenso crioscópico):

8

El descenso del punto de congelamiento es proporcional a la molalidad de la solución:

ȴd f = T f – T f ° 5

5

5

5

5

5


251

T f ° = Punto de fusión del solvente puro Tf=Punto de fusión de la solución 5

5

ȴd f = K f .m 5

5

5

5

K f = Constante molal de descenso del punto de fusión (depende de cada solvente) m = molalidad de la solución (moles de soluto/kg de solvente) 5

5

La congelación implica un paso de un estado desordenado a uno ordenado, por lo que el sistema debe liberar energía. Como en la solución hay mayor desorden que en el solvente puro es necesario liberar más energía para solidificarla. Para que es cumpla esta regla es necesario que el soluto sea no volátil. Presión osmótica:

8

Se denomina ósmosis al paso selectivo de moléculas del disolvente a través de una membrana porosa desde una disolución diluida hacia una de mayor concentración.

Si se coloca en un recipiente una membrana semipermeable que permita el paso del solvente pero no el paso del soluto y se coloca solvente puro de un lado y solución del otro, se observará el paso de moléculas desde el solvente puro hacia la solución. El nivel de líquido del lado de la solución comienza a elevarse por el paso del solvente puro hasta que se alcanza un estado de equilibrio. La presión osmótica ;ʋͿĚĞƵŶĂĚŝƐŽůƵĐŝſŶĞƐůĂƉƌĞƐŝſŶƋƵĞƐĞƌĞƋƵŝĞƌĞƉĂƌĂĚĞƚĞŶĞƌůĂ ósmosis. La presión osmótica está dada por la siguiente ecuación:

ʋсD͘Z͘d ʋсWƌĞƐŝſŶŽƐŵſƚŝĐĂZсŽŶƐƚĂŶƚĞĚĞůŽƐŐĂƐĞƐ M = molaridad de la solución (moles de soluto / litro de solución) Si dos soluciones tienen la misma presión osmótica se dice que son isotónicas. Si dos disoluciones tienen diferente presión osmótica, la de mayor presión se denomina hipertónica y la de menor presión hipotónica.


252

5.3 – PROPIEDADES K>/'d/s^>dZK>/dK^ Los electrolitos en una solución se disocian en iones, por lo tanto, cuando se disuelve una unidad de un compuesto electrolito se separa en dos o más partículas (el número de partículas de un soluto es el que determina las propiedades coligativas de una solución). Por ejemplo: EĂůїEĂ + + Cl 1 mol NaCl = 2 moles de partículas en solución 2+ CaCl 2 їĂ + 2Cl 1 mol CaCl2 = 3 moles de partículas en solución 3

5

5

3

3

3

3

3

3

3

Para solucionar este problema se define el factor de van´t Hoff (i): i = número real de partículas en solución / número de moles de soluto. Para solutos electrolitos, las ecuaciones de las propiedades coligativas quedan de la siguiente manera:

ȴdďсi.Kb.m ȴdĨсi.Kf.m ʋсi.M.R.T En general, las propiedades coligativas de los electrolitos son más pequeñas que lo que se espera porque, a concentraciones elevadas, intervienen las fuerzas electrostáticas y forman pares iónicos. Un par iónico está formado por uno o más cationes y uno o más aniones unidos mediante fuerzas electrostáticas. La presencia de un par iónico disminuye el número de partículas en solución, lo que conduce a una disminución de las propiedades coligativas.


253

6- DISOLUCIONES DE GASES EN LÍQUIDOS: LEY DE HENRY >ĞǇĚĞ,ĞŶƌǇ: La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la solución.

c = k.P c = Concentración Molar de la solución P = Presión del gas sobre la solución (atm) – Si hay varios gases P es la presión parcial del gas k = Constante que depende de la temperatura (mol/ (litro. Atm))

La cantidad de un gas que se disolverá en un solvente depende de la frecuencia de colisión de las moléculas del gas con la superficie del líquido y que queden atrapadas en la fase condensada. Al aumentar la presión se disuelven más moléculas en el líquido porque aumenta la frecuencia de las colisiones. Cuando el gas disuelto reacciona con el solvente, su solubilidad será mayor. Como ejemplos podemos mencionar al amoníaco que reacciona con el agua y al oxígeno que es captado por la hemoglobina de la sangre.


254

7- SOLUCIONES NO IDEALES Una solución no ideal se forma cuando el proceso de la mezcla de los componentes es acompañada por el desprendimiento o la absorción de calor. Las soluciones no ideales no cumplen con la ley de Raoult. Si se produce desprendimiento de calor, los componentes han encontrado un nivel de energía menor al de sus estados puros. Hay fuerzas moleculares de atracción más intensas entre moléculas diferentes que entre las de la misma clase. La presión de vapor es más baja que la que predice la ley de Raoult (Desviación NEGATIVA) Si se produce absorción de calor los componentes de la solución tienen energía más alta en solución que en sus estados puros. Las fuerzas de atracción entre las moléculas desiguales son más débiles que las que hay entre moléculas de una misma clase. Se trata de una situación de alta energía, las moléculas tienden a escapar de la solución, la presión de vapor es más alta que la que predice la ley de Raoult (Desviación POSITIVA).

%L MODELO DE SOLUCIN IDEAL IMPLICA QUE LAS

%L CASO OPUESTO EN EL QUE LAS INTERACCIONES

INTERACCIONES ENTRE LOS COMPONENTES DE LA

INTERMOLECULARES

SOLUCIN SON ID£NTICAS SIN EMBARGO EN LA

DISOLUCINQUEENLOSL¤QUIDOSPUROS TAMBI£N

MAYOR PARTE DE LOS CASOS LAS INTERACCIONES

ES POSIBLE 5N CASO MUY FRECUENTE ES EL DE

INTERMOLECULARES EN LA DISOLUCIN SON MÖS

LAS DISOLUCIONES DE SUSTANCIAS QUE PUEDEN

D£BILES QUE EN LOS L¤QUIDOS PUROS LO QUE

FORMAR ENTRE SI ENLACES POR PUENTES DE

IMPLICAQUELASMOL£CULASPUEDENPASARALA

HIDRGENO PERO NO EN LOS L¤QUIDOS PUROS EJ

FASE GASEOSA CON MAYOR FACILIDAD %N ESTOS

ACETONA CLOROFORMO

CASOS Pi>

Piideal O LO QUE ES LO MISMO³ i>1

PiidealY³ i<1.

%L

SON

MAYORES

%N

CUYO

SISTEMA

EN

LA

CASOPi< PRESENTA

%LSISTEMAPRESENTAUNAdesviación positiva

UNAdesviación negativa de la Ley de

de la Ley de Raoult.

Raoult.


255

EJERCICIOS: SOLUCIONES A - Medidas de concentración – Calcular los siguientes ejercicios: 1- Calcular el %p/p de las siguientes soluciones acuosas: a) 25 g de NaBr + 100 g de H 2 O b) 1.20 g de K 2 SO 4 + 10 g de H 2 O 5

5

5

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2- ¿Cuántos gramos de una solución de AgNO 3 al 12.5% p/p contienen 30 g de AgNO 3 ? 5

5

5

5

3- ¿Cuánto soluto hay en 65 g de una solución de KCl a 5%p/p? 4- ¿Cuántos gramos de una solución de K 2 CrO 4 al 15%p/p contienen 0.4 moles de K 2 CrO 4 ? 5

5

5

5

5

5

5

5

5- Calcular el %m/V de una solución que se preparó por disolución de 22 g de CH 3 OH (metanol) en C 2 H 5 OH (etanol) para tener 100 ml de solución. 5

5

5

5

5

5

6- ¿Cuál es el porcentaje en volumen de una solución preparada con 10 ml de CH 3 OH (metanol) disueltos en agua llegando a un volumen de 40 ml? 5

5

7- Calcular la Molaridad de las soluciones siguientes: a) 0.1 mol de soluto en 250 ml de solución b) 2.5 moles de NaCl en 0.650 l de solución c) 53 g de Na 2 CrO 4 en 1 litro de solución d) 260 g de C 6 H 12 O 6 en 800 ml de solución 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

8- Calcular el número de moles de soluto de las soluciones siguientes: a) 40 litros de LiCl 1.0 M b) 25 ml de H 2 SO 4 3 M 5

5

5

5

9- Calcular los gramos de soluto de las soluciones siguientes: a) 150 litros de NaCl 1.0 M b) 260 ml de H 2 SO 4 18 M 5

5

5

5

10- ¿Cuántos ml de solución 0.256 M de KCl contienen lo siguiente?: a) 0.43 moles de KCl b) 20 g de KCl 11- ¿Cuál será la Molaridad de las soluciones resultantes al mezclar los siguiente? (Suponer que los volúmenes son adictivos) a) 100 ml de HCl 1.0 M + 150 ml de HCl 2.0 M b) 25 ml de NaCl 12.5 M + 75 ml de NaCl 2.0 M 12- Calcular el volumen de reactivo concentrado requerido para preparar las soluciones diluidas indicadas a) NH 3 15 M para preparar 50 ml de NH 3 6 M b) H 2 SO 4 18 M para preparar 250 ml de H 2 SO 4 10 M 5

5

5

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5


257

13- Calcular la molaridad de las soluciones que se preparan mezclando 250 ml de H 2 SO 4 0.75 M con a) 150 ml de H 2 O b) 250 ml de H 2 SO 4 0.70 M 5

5

5

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5

5

5

5

14- Calcular la molalidad de las siguientes soluciones: a) 14 g de CH 3 OH en 100 g de H 2 O b) 2.50 moles de benceno (C 2 H 6 ) en 250 g de hexano (C 2 H 14 ) 5

5

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5

5

5

5

5

5

5

5

5

B- Solubilidad – Responder las siguientes preguntas: 15- Explicar por qué el benceno disuelve al fenol pero no al cloruro de sodio 16- ¿Cuál es el efecto de la presión sobre la solubilidad de gases en líquidos? ¿Y los de los sólidos en líquidos? 17- Algunas bebidas como el café o el té se toman calientes o frías, mientras que otras bebidas como la Coca Cola se toman solamente frías, ¿por qué? 18- ¿En qué líquido se disuelve más rápido una cucharada de azúcar, té helado o café caliente? ¿Por qué? 19- En una solución saturada que contiene soluto sin disolver, el soluto está permanentemente disolviéndose pero la concentración de la solución no cambia, ¿por qué? 20- ¿Por qué las partículas más pequeñas se disuelven a mayor velocidad que las más grandes? 21- ¿Cuántos gramos de NaCl se disuelven en 350 g de agua a 20ºC? La solubilidad del NaCl a esta temperatura es de 36 g en 100 g de agua 22- ¿Cuántos gramos de KCl se disuelven en 480 g de agua a 20ºC? La solubilidad del KCl a esta temperatura es de 23.8 g en 100 g de agua C- Propiedades coligativas – Resolver los siguientes problemas: Cuando el solvente es agua considerar: Kb = 0.52 – Tbº=100 ºC – Kf = 1.86 – Tfº= 0 ºC 23- Una disolución que contiene 6.35 g de un no electrolito disueltos en 500 g de agua solidifica a –0.465 ºC. Determinar el peso molecular del soluto. 24- Una disolución que contiene 3.24 g de un no electrolito no volátil y 200 g de agua hierve a 100.13 ºC a 1 atm. ¿Cuál es el peso molecular del soluto? 25- Calcular el punto de solidificación y el de ebullición a 1 atm de una disolución que contiene 30 g de azúcar (peso molecular 342 g/mol) y 150 g de agua. 26- Si se venden al mismo precio la glicerina C 3 H 5 (OH) 3 y el alcohol metílico (CH 3 OH), ¿cuál resultará más barato para preparar una disolución anticongelante para un automóvil? 5

5

5

5

5

5

5

5

27- Si el radiador de un automóvil tiene 12 litros de agua, ¿cuánto descenderá el punto de solidificación debido a la adición de 5 kg de glicol, (C 2 H 4 (OH) 2 ? 5


258

5

5

5

5

5

28- Cuando se disuelven 10.6 g de una sustancia no volátil en 740 g de éter, se eleva su punto de ebullición en 0.284ºC. ¿Cuál es el peso molecular de la sustancia? Kb éter = 2.11 29- El benceno puro solidifica a 5.45 ºC. Se observó que una disolución que contenía 7.24 g de C 2 Cl 4 H 2 en 115.3 g de benceno se solidificaba a 3.55 ºC. ¿Cuál es el valor de Kf para el benceno? 5

5

5

5

5

5

30- ¿Cuál es la presión osmótica a 0ºC de una disolución acuosa que contiene 46 g de glicerina (C 3 H 8 O 3 ) por litro? 5

5

5

5

5

5

31- ¿Cuál será a 17 ºC la presión osmótica de una disolución acuosa que contenga 1.75 g de sacarosa (C 12 H 22 O 11 ) por 150 ml de solución? 5

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5

5

5

5

32- A 20ºC y a una presión total de 760 mmHg, un litro de agua disuelve 0.043 g de oxígeno puro. En condiciones semejantes, 1 litro de agua disuelve 0.019 g de nitrógeno puro. Admitiendo que el aire seco se compone de un 20% de oxígeno y un 80% de nitrógeno (en volumen) determinar el peso de oxígeno y de nitrógeno disueltos por litro de agua a 20ºC expuesta al aire a una presión total de 760 mmHg? 33- Una muestra gaseosa de hidrógeno y oxígeno contiene el 70% de hidrógeno y el 30% de oxígeno en volumen. Si se permite que la muestra gaseosa a una presión de 2.5 atm (excluyendo la presión de vapor del agua) sature agua a 20ºC, resulta que el agua contiene 35.1 ml de hidrógeno por litro. Hallar la solubilidad del hidrógeno a 20ºC y a 1 atm de presión parcial.


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CAPÍTULO 12: EQUILIBRIO DE FASES

EQUILIBRIO DE FASES 1- CAMBIOS DE FASE Los cambios de fase o transformaciones de una fase en otra, se presentan cuando se agrega o quita energía (casi siempre en forma de calor). Los cambios de fase son cambios físicos que se distinguen porque cambia el orden molecular. 2- hZs^>EdD/EdKzE&Z/D/EdK Se denomina curva de calentamiento a la gráfica de la temperatura (eje y) vs el tiempo (eje x) que se obtiene cuando se calienta una sustancia sólida y se la lleva al estado gaseoso. El tiempo está relacionado con la energía entregada a la sustancia. A medida que se calienta una sustancia sólida, la temperatura de la misma aumenta en forma uniforme hasta que se inicia la fusión. A partir de ese punto la temperatura permanece constante hasta que la muestra se ha fundido. Una vez transformada en líquido, comienza nuevamente a aumentar la temperatura hasta que comienza la ebullición donde la temperatura vuelve a permanecer constante hasta que toda la sustancia pasa a estado gaseoso. Si el recipiente está cerrado, el vapor que no puede escapar comienza a aumentar su temperatura y se transforma en vapor sobrecalentado.


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En las zonas en las que la curva de calentamiento sube, se está entregando energía para incrementar la energía cinética de las moléculas (aumenta la temperatura). Cuando una muestra se está fundiendo o hierve, es decir, está cambiando de estado, la energía entregada se utiliza para este cambio y la temperatura y energía cinética media permanecen constantes. La curva de enfriamiento es exactamente lo contrario a la curva de calentamiento, el vapor se va enfriando hasta llegar al estado sólido, en todo el proceso la sustancia cede energía. 3- ESTADOS DE EQUILIBRIO Los sistemas naturales tienden a: 9 Buscar el estado de más baja energía posible 9 Asumir el estado de ĐĂŽƐŵŽůĞĐƵůĂƌŵĄǆŝŵŽ(desorden) La condición de equilibrio debe ser la que maximice las dos condiciones: mínima energía y ŵĄǆŝŵŽ desorden. Cuando un líquido pasa a estado gaseoso, aumenta su volumen: se expande. Durante el cambio, las moléculas no cambian la temperatura. Como disponen de más espacio no se puede predecir la posición de una molécula: el sistema es desordenado. La fase gaseosa tiene mayor caos molecular que la fase líquida. La ENTROPÍA de un sistema es una medida del caos molecular. La entropía de los gases es mayor que la de los líquidos y la entropía de los líquidos es mayor que la de los sólidos. Los sistemas tienen una tendencia a alcanzar condición de entropía máxima. Las características de un estado de equilibrio son las siguientes: a) El equilibrio en los sistemas moleculares es dinámico y es consecuencia de la igualdad de las velocidades de procesos opuestos. b) El sistema pasa espontáneamente hacia el estado de equilibrio. c) La naturaleza y las propiedades de un estado de equilibrio son las mismas independientemente de cómo es alcanzado dicho estado. d) La condición de un sistema en equilibrio representa una transacción entre dos tendencias opuestas: energía mínima y entropía máxima. 3.1 EQUILIBRIO LÍQUIDO – sWKZ Las moléculas de un líquido no están fijas en una estructura rígida sino que están en continuo movimiento aunque carecen de la libertad total de movimiento de las moléculas gaseosas. Como los líquidos son más densos que los gases, la velocidad de colisión entre las moléculas es mucho mayor en la fase líquida que en la fase gaseosa. A medida que aumenta la temperatura, aumenta también la energía cinética de las moléculas y la fracción de moléculas con suficiente energía para escapar de la superficie. Cuando las moléculas de líquido tienen suficiente energía para escapar de la superficie sucede un cambio de fase. La evaporación o vaporización es el proceso en el cual el líquido se transforma en un gas.


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Curvas de distribucion de energía cinética para las moléculas de un líquido. a) a temperatura T b) a una temperatura mayor T2. A ésta ultima temperatura la curva se aplana. Las áreas sombreadas reprecentan el numero de moleculas que tienen entergía cinética igual o mayor que una cierta energía cinética E, a mayor temperatura, mayor será el numero de moleculas con energía cinética alta.

Se llega a un estado de equilibrio cuando la velocidad de evaporación está balanceada por la velocidad de condensación, es decir, cuando ambas velocidades son iguales. La presión de vapor en equilibrio es la presión de vapor medida cuando hay un equilibrio dinámico entre la condensación y la evaporación. Es la máxima presión de un líquido a una temperatura dada y si la temperatura no cambia, la presión de vapor en equilibrio no cambia.

La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura. Cada líquido tiene una temperatura en la que comienza a hervir. El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa. El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual hierve cuando la presión externa es 1 atm. En el punto de ebullición se forman burbujas dentro del líquido. Cuando se forma una burbuja, el líquido que originalmente ocupaba ese espacio es empujado hacia los lados, obligando a que aumente el nivel de líquido en el recipiente. La presión ejercida sobre la burbuja es igual a la presión atmosférica más un poco de presión hidrostática. La presión dentro de la burbuja se debe sólo a la presión de vapor del líquido. Cuando la presión de vapor iguala a la presión externa, la burbuja sube a la superficie del líquido y revienta. Si la presión de la burbuja fuese menor que la presión externa, se colapsaría antes de poder subir. El punto de ebullición depende de la presión externa. dĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂǇƉƌĞƐŝſŶĐƌşƚŝĐĂƐ:

8

Un gas se puede licuar enfriándolo para disminuir la energía cinética de las moléculas o aumentando la presión para acercar a las moléculas. Toda sustancia tiene una temperatura crítica (Tc) por arriba de la cual la fase gaseosa no se puede licuar, independientemente de la presión que se aplique. Esta temperatura es la más


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alta a la que una sustancia puede existir como un líquido. Por encima de la temperatura crítica no hay una distinción entre líquido y gas, lo que se tiene es un fluido. La energía cinética de las moléculas es tal que se liberan de las fuerzas de atracción molecular a pesar de que estén muy juntas. La presión crítica (Pc) es la mínima presión que se debe aplicar para llevar a cabo la licuefacción a la temperatura crítica.

3.2 EQUILIBRIO LÍQUIDO - SÓLIDO La transformación de un líquido en sólido se conoce como congelación y el proceso inverso como fusión. El punto de fusión de un sólido o punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en el equilibrio. El punto de fusión o congelación normal de una sustancia es la temperatura a la cual una sustancia se funde (o congela) a 1 atmósfera de presión. Como las moléculas en la fase sólida están unidas con más fuerza que en la fase líquida se necesita calor para producir la transición de fase sólido-líquido. El calor ayuda a las moléculas a vencer las fuerzas de atracción en el sólido. Durante esta transición la temperatura permanece constante. Un líquido se puede enfriar temporalmente por debajo de su punto de congelación. A este proceso se los denomina sobre enfriamiento y se presenta cuando el calor del líquido se elimina tan rápido que las moléculas no tienen tiempo de acomodarse en la estructura ordenada de un sólido. Un líquido sobre enfriado es inestable, la agitación leve o la adición de una “semilla” de un cristal de la misma sustancia hará que se solidifique con rapidez. 3.2 EQUILIBRIO SÓLIDO – sWKZ Los sólidos tienen también presión de vapor. El proceso por el cual las moléculas de sólido pasan directamente de sólido a vapor se conoce como sublimación. El proceso inverso se llama deposición, es decir, las moléculas hacen la transición directa de vapor a sólido. Como las moléculas están unidas con más fuerza en un sólido, su presión de vapor suele ser mucho menor que la del líquido correspondiente.


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4- ENERGÉTICA DE LOS CAMBIOS DE FASE La fusión absorbe calor, la solidificación libera calor La evaporación absorbe calor, la condensación libera calor. La ENTALPÍA (del prefijo en y del griego "enthalpos" ɸʆɽɲʄʋʉʎ ĐĂůĞŶƚĂƌͿ ĞƐ ƵŶĂ ŵĂŐŶŝƚƵĚ termodinámica, simbolizada con la letra H, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. ůĐĂŵďŝŽĚĞĞŶƚĂůƉşĂ;ȴ,ͿƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂůĂĐĂŶƚŝĚĂĚĚĞĐĂůŽƌĂďƐŽƌďŝĚĂŽĐĞĚŝĚĂƉŽƌƵŶƐŝƐƚĞŵĂ durante un cambio: ȴ,ĞƐƉŽƐŝƚŝǀĂ;нͿƐŝĞůƐŝƐƚĞŵĂĂďƐŽƌďĞĐĂůŽƌ͘ ȴ,ĞƐŶĞŐĂƚŝǀĂ;-) si el sistema libera calor. La entalpía de vaporización ;ȴ, vap ) es una medida de la energía potencial de atracción entre las moléculas del líquido vs el vapor. Generalmente se expresa como joules / mol o joules / g. 5

5

La entalpía de fusión ;ȴ, fus ) es una medida del calor absorbido cuando una sustancia pasa de sólido a líquido. 5

5


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La entalpía de sublimación (conversión directa de sólido a gas) es igual a la suma de la entalpía de fusión más la entalpía de vaporización. ȴ, sub сȴ, fus нȴ, vap 5

5

5

5

5

ȴ, fus ĞƐ ŵƵĐŚŽ ŵĞŶŽƌ ƋƵĞ ȴ, vap porque las moléculas en un líquido están algo menos empaquetadas que en un sólido por lo que es necesaria poca energía para provocar el cambio de estado. Durante la evaporación, las moléculas se separan por completo, es decir, se reducen casi a cero las fuerzas de atracción entre las moléculas, por esto es necesaria mucha mayor energía para vaporizar que para fundir. 5

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5

5- DIAGRAMAS DE FASE Un diagrama de fases resume las condiciones en las cuales una sustancia existe como sólido, líquido o gas. 4.1 – DIAGRAMAS DE FASE DE SUSTANCIAS PURAS. Los diagramas de fase más sencillos son los de presión - temperatura de una sustancia pura. En el eje de ordenadas se coloca la presión y en el de abscisas la temperatura. Generalmente, para una presión y temperatura dadas, la sustancia presenta una única fase excepto en las siguientes zonas: 9 Punto triple: En este punto del diagrama coexisten los estados sólido, líquido y gaseoso. Estos puntos tienen cierto interés, ya que representan un invariante y por lo tanto se pueden utilizar para calibrar termómetros.


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9 Los pares (presión, temperatura) que corresponden a una transición de fase entre: - Dos fases sólidas: Cambio alotrópico; - Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión - solidificación; - Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación - deposición (o sublimación inversa); - Entre una fase líquida y una fase vapor: vaporización - condensación (o licuefacción). Es importante señalar que la curva que separa las fases vapor-líquido se detiene en un punto llamado punto crítico. Más allá de este punto, la materia se presenta como un fluido supercrítico que tiene propiedades tanto de los líquidos como de los gases.


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4.2 – DIAGRAMAS DE FASES BINARIOS: Si el sistema contiene una mezcla de dos sustancias, se trata de un sistema binario. Las variables a tener en cuenta en un diagrama binario son la temperatura y la concentración, normalmente en masa. En un diagrama binario pueden aparecer las siguientes regiones: - Sólido puro o disolución sólida - Mezcla de disoluciones sólidas (eutéctica, eutectoide, peritéctica, peritectoide) - Mezcla sólido - líquido - Únicamente líquido, ya sea mezcla de líquidos inmiscibles (emulsión), ya sea un líquido completamente homogéneo. - Mezcla líquido - gas - Gas (lo consideraremos siempre homogéneo, trabajando con pocas variaciones da altitud). Hay punto y líneas en estos diagramas importantes para su caracterización: - Línea de líquidus, por encima de la cual solo existen fases líquidas. - Línea de sólidus, por debajo de la cual solo existen fases sólidas. - Línea eutéctica y eutectoide. Son líneas horizontales (isotermas) en las que tienen lugar transformaciones eutécticas y eutectoides, respectivamente. - >şŶĞĂĚĞƐŽůǀƵƐ͕ƋƵĞŝŶĚŝĐĂůĂƐƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂƐƉĂƌĂůĂƐĐƵĂůĞƐƵŶĂĚŝƐŽůƵĐŝſŶƐſůŝĚĂ;ɲͿ de A y B deja de ser soluble paƌĂƚƌĂŶƐĨŽƌŵĂƌƐĞĞŶ;ɲͿнƐƵƐƚĂŶĐŝĂƉƵƌĂ;ſͿ͘ Sistema binario - Equilibrio líquido – vapor a presión constante El gráfico representa una mezcla de dos componentes líquidos miscibles. En el eje de las ordenadas se representa la temperatura, en el eje de las abscisas se representa la fracción del líquido 1. Para una composición dada (x), se puede tener un sistema totalmente líquido o totalmente gaseoso dependiendo de la temperatura. La región sombreada es termodinámicamente inestable, para una temperatura dada (Tb) el sistema se separa en una fase gaseosa de composición molar x1 (g) y una fase líquida de composición molar x1 (l). La fase gaseosa será más rica en la sustancia más volátil y la líquida en la sustancia menos volátil. A medida que la temperatura se eleva, la fase líquida recorre las composiciones dadas por la curva inferior y la fase gaseosa los correspondientes en la curva superior. Esto sucede hasta


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que la temperatura supera el valor de la intersección con la curva superior y el sistema ha pasado completamente al estado gaseoso. Si se modifica la presión el diagrama resultante es similar, y la región sombreada puede desplazarse, en general hacia arriba a medida que aumenta la presión.

Sistema binario - Equilibrio líquido – vapor a presión constante

En el caso de la coexistencia de fases sólidas y líquidas, los sistemas binarios se representan típicamente mediante un diagrama como el de la figura. Para temperaturas altas, el sistema se halla en estado líquido, pero cuando se reduce la temperatura, ƉƵĞĚĞĐƌŝƐƚĂůŝǌĂƌĞŶĚŽƐĨĂƐĞƐƐſůŝĚĂƐƋƵĞĂƋƵşƐĞŚĂŶƐĞŹĂůĂĚŽĐŽŵŽɲǇɴ͘Ŷ ĞƐƚĞĐĂƐŽůĂĨĂƐĞɲĞƐƌŝĐĂ ĞŶĞůĞůĞŵĞŶƚŽϭǇůĂɴĞƐƌŝĐĂĞŶĞůŽƚƌŽĐŽŵƉŽŶĞŶƚĞ͘ Como en el caso anterior, cuando se cruza una de las curvas el sistema se separa en dos fases, cada una con la fracción molar determinada por las curvas correspondientes.


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4.3 – DIAGRAMAS DE FASES TERNARIOS: Los diagramas ternarios se representan a temperatura y presión constantes y tiene forma de triángulo. Cada vértice del triángulo representa el 100 % de una sustancia. Los lados del triángulo representan mezclas binarias y los puntos dentro del triángulo representan composiciones de mezclas de las tres sustancias.


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EJERCICIOS: EQUILIBRIO DE FASES A - Señalar la respuesta correcta 1D E F G

En un cambio de fases Siempre se absorbe energía Siempre se libera energía Se forman enlaces químicos Se producen cambios físicos de estado de agregación

2D E F G

Durante un cambio de estado de una sustancia pura a presión constante: La temperatura permanece constante La energía suministrada se utiliza para aumentar la energía cinética de las moléculas y aumenta la temperatura. La energía suministrada se utiliza para el cambio de estado y bajar la temperatura Las moléculas se separan y adquieren mayor entropía.

3D E F G

ƵĂŶĚŽĞůǀĂƉŽƌĞƐƚĄĂƵŶĂƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂŵĂǇŽƌĂůƉƵŶƚŽĚĞĞďƵůůŝĐŝſŶƐĞĚĞŶŽŵŝŶĂ Vapor saturado Vapor en equilibrio Vapor sobrecalentado Vapor vivo

4D E F G

ŶĞůĞƐƚĂĚŽĚĞĞƋƵŝůŝďƌŝŽ͕ůŽƐƐŝƐƚĞŵĂƐƚŝĞŶĚĞŶĂ͗ Maximizar la entropía y minimizar la entalpía Maximizar la entropía y maximizar la entalpía Minimizar la entropía y maximizar la entalpía Minimizar la entropía y minimizar la entalpía

5D E F G

El estado de equilibrio: Es dinámico y está dado porque las velocidades de dos proceso inversos son iguales. Es un estado al que cualquier sistema pasa espontáneamente Es el mismo independientemente de la forma en que se haya alcanzado Es tal que la energía es mínima y la entropía es máxima

6D E F G

En el punto de ebullición las burbujas de vapor en el seno del líquido: Soportan la presión atmosférica más la presión hidrostática del líquido Tienen una presión que depende de la presión atmosférica Explotan en la superficie del líquido porque vencen a la presión atmosférica Se forman porque el líquido tiene tensión superficial.

7D

Un gas no puede licuarse si está por encima de la temperatura crítica porque: Las moléculas tienen tanta energía cinética que vencen las fuerzas de atracción molecular a pesar de estar muy juntas.


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E F G

El estado es plasmático No se puede obtener una presión tan alta como para lograrlo El proceso es termodinámicamente imposible.

8D E F

Un líquido enfriado por debajo de su punto de congelación Se denomina líquido subenfriado Se comporta como un sólido Es inestable, si se lo agita o se lo siembra con cristales sólidos pasa rápidamente al estado sólido. Es cristalino

G

G

>ĂĞŶƚĂůƉşĂĚĞǀĂƉŽƌŝǌĂĐŝſŶĞƐŵƵĐŚŽŵĂǇŽƌƋƵĞůĂĞŶƚĂůƉşĂĚĞĨƵƐŝſŶƉŽƌƋƵĞ͗ Los sólidos son más fáciles de fundir que los líquidos de evaporar. Es necesaria una mayor temperatura para evaporar un líquido que para fundir un sólido. En el sólido las moléculas están cercas y en el líquido también, el cambio es pequeño comparado con el estado gaseoso donde las moléculas están completamente separadas La red cristalina tiene más energía que el líquido y más que el gas.

10D E F G

El punto triple en un diagrama de fases de una sustancia pura representa: La temperatura a la que coexisten sólido, líquido y vapor en equilibrio La presión a la que coexisten sólido, líquido y vapor en equilibrio La temperatura y la presión a la que coexisten sólido, líquido y vapor en equilibrio Un punto típico en todo diagrama de fases

9D E F

B – Responder las siguientes preguntas: 1- ¿Qué es un cambio de fase? Mencionar todos los posibles cambios que se pueden dar entre las fases de vapor, líquida y sólida de una sustancia.

2- ¿Cuál es la relación entre entalpía de evaporación, entalpía de fusión y entalpía de sublimación?


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3- ¿Qué se puede deducir acerca de las fuerzas intermoleculares en un líquido a partir de su punto de ebullición?

4- ¿Cómo afecta al punto de ebullición de un líquido de la presión externa? Explicar la formación de la burbuja.

5- Cuando se calienta un líquido, la temperatura aumenta si se mantiene la presión constante hasta alcanzar el punto de ebullición donde no se puede aumentar más la temperatura. ¿Por qué?

6- ¿Qué es la temperatura crítica? ¿Cómo afecta a la licuefacción de los gases?

C – Resolver los siguientes problemas: 1- Los calores molares de fusión y sublimación del yodo molecular son 15.27 kJ/mol y 62.3 kJ/mol respectivamente. Calcular el calor molar de vaporización del yodo líquido. 2- En el siguiente diagrama marque las regiones y prediga que sucederá si: a) a partir de A, la temperatura se eleva a presión constante. b) a partir de C, la temperatura se reduce a presión constante c) a partir de B, la presión se reduce a temperatura constante


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3- Dado el siguiente diagrama de fases del carbono, responder: a) ¿Cuántos puntos triples hay y qué fases pueden coexistir en cada punto triple? b) ¿Cuál tiene la densidad más alta, el grafito o el diamante? c) El diamante sintético se puede hacer con grafito. Cómo fabricaría diamante utilizando el diagrama de fases?

4- Calcular el calor necesario para transformar 15 moles de hielo a -35 ºC en vapor. (Utilizar los datos que están en el apunte teórico). 5- Calcular el calor necesario para transformar 5 gramos de agua a 75 ºC en vapor. (Utilizar los datos que están en el apunte teórico) 6- Calcular el calor necesario para transformar 25 gramos de hielo a -15 ºC en agua líquida. (Utilizar los datos que están en el apunte teórico)


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CAPÍTULO 13: CINÉTICA QUÍMICA

CINÉTICA QUÍMICA 1- s>K/Z/ME͗dKZ1>^K>/^/KE^ El término cinética química se refiere al estudio de las velocidades de reacción y de los factores que influyen en ellas. Para que los átomos, moléculas o iones puedan reaccionar se deben dar tres condiciones: 1- Se deben encontrar, es decir, tienen que chocar. 2- Deben acercarse con la posición adecuada 3- La colisión debe aportar una energía mínima para que la reacción se produzca: energía de activación. 1.1- FRECUENCIA DE COLISIÓN La frecuencia de colisión está gobernada por la concentración y la temperatura. Cuanto más concentrados estén los reactivos, con mayor frecuencia chocarán las partículas, simplemente porque hay más cantidad de ellas en un volumen dado. Un aumento de temperatura incrementa la velocidad a la que las partículas se mueven y aumenta la frecuencia de los choques. 1.2- ORIENTACIÓN La orientación se refiere a la posición relativa de las partículas unas con respecto a otras (su geometría) en el momento de la colisión. Cuando las moléculas son pequeñas y simétricas la orientación no es importante. Por ejemplo, si reaccionan dos átomos de hidrógeno para dar una molécula de hidrógeno gaseoso, los átomos se comportan como nubes electrónicas simétricas y no importa en qué posición choquen, la reacción se dará de todos modos. Si las moléculas no son simétricas la posición de las mismas es importante para que la reacción se produzca. Algunas colisiones posibles, no son eficaces para que se produzca la reacción: a) Orientación correcta – Se produce la reacción


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b) Orientación incorrecta – No se produce la reacción.

1.3- EZ'1d/s/ME Una reacción no se lleva a cabo sólo si se produce una colisión entre dos moléculas que chocan en la posición correcta. Cuando las moléculas chocan deben poseer una cantidad de energía cinética que produzca una colisión eficaz (una reacción). La energía cinética mínima (de colisión) que las moléculas deben tener para reaccionar se llama energía de activación. La energía de activación depende del tipo de reactivos, si la reacción se produce espontáneamente, la energía de activación es muy pequeña, las reacciones que tardan en iniciarse tienen una energía de activación muy grande.

Un diagrama de energía de activación puede leerse de izquierda a derecha o de derecha a izquierda, según el sentido de la reacción que se esté analizando: de reactivos a productos o de productos a reactivos.


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La velocidad de reacción está gobernada por los tres factores descriptos anteriormente:

Cuando se mide una velocidad de reacción en el laboratorio, se expresa como un cambio de concentración por unidad de tiempo. 2- &dKZ^Yh'K/ZEE>^s>K/^Z/ME 2.1- EFECTO DE LA TEMPERATURA E>s>K/Z/ME En general, las reacciones se llevan a cabo con más rapidez cuando las temperaturas son altas. Una reducción de temperatura, por lo general, también reduce la velocidad de reacción. 9 Regla General: La velocidad de reacción aumenta al doble cuando la temperatura aumenta 10ºC El aumento de la velocidad de reacción se explica en términos de la teoría cinética molecular, la cual afirma que las moléculas se desplazan a mayor rapidez a temperaturas altas. Cuando las moléculas se desplazan más rápidamente, chocan con más frecuencia y tienen más energía.

2.2- &dK>KEEdZ/MEE>s>K/Z/ME En la frecuencia de colisión y, por lo tanto, en la velocidad de reacción influye también la concentración de los reactivos. Cuantas más moléculas reaccionantes hay en un volumen específico de líquido o gas, más colisiones ocurren por unidad de tiempo. Si la temperatura es constante, la velocidad de reacción se relaciona cuantitativamente con las cantidades de sustancias reaccionantes.


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Para saber cuáles sustancias reaccionantes determinan la velocidad, es necesario conocer el mecanismo de reacción, es decir, los pasos que se suceden para llegar hasta el producto final.

2.3- EFECTO DE LOS CATALIZADORES EN LA s>K/Z/ME Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin ser consumida en la reacción. La masa del catalizador permanece constante durante la reacción. En general los catalizadores actúan reduciendo la energía de activación necesaria para que la reacción se lleve a cabo. Si se reduce la energía de activación, existe un mayor número de moléculas en movimiento más lento poseerán la energía suficiente para que sus colisiones sean eficaces. Una reacción catalizada generalmente ocurre a menor temperatura que la reacción sin catalizar. En presencia de un catalizador, la energía de activación se reduce porque el catalizador cambia la ruta de reacción.


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Los catalizadores suelen ser muy específicos tanto del tipo de reacción que catalizan como del sustrato involucrado en la reacción. La forma, la carga y las características hidrofílicas o hidrofóbicas del catalizador y los sustratos son los responsables de dicha especificidad. Los catalizadores pueden mostrar un elevado grado de estereoespecificidad, regioselectividad y quimioselectividad. Otros catalizadores pueden actuar sobre varios sustratos.

DŽĚĞůŽ>>s– CERRADURA

8

Según este modelo, las moléculas de catalizador y sustrato, poseen complementariedad geométrica, es decir, sus estructuras encajan exactamente una en la otra, por lo que ha sido denominado como modelo de la "llave-cerradura", refiriéndose a la enzima como a una especie de cerradura y al sustrato como a una llave que encaja de forma perfecta en dicha cerradura. Sin embargo, si bien este modelo explica la especificidad de los catalizadores, falla al intentar explicar la estabilización del estado de transición los catalizadores.


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Modelo de encaje inducido:

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Este modelo postula que los catalizadores son flexibles y que el sitio activo podría cambiar su conformación estructural por la interacción con el sustrato. Como resultado de ello, la estructura que compone el sitio activo es moldeada en posiciones precisas, lo que permite al catalizador llevar a cabo su función catalítica. En algunos casos el sustrato cambia ligeramente de forma para entrar en el sitio activo. El sitio activo continua dicho cambio hasta que el sustrato está completamente unido, momento en el cual queda determinada la forma y la carga final.

Inhibición:

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Los inhibidores son moléculas que regulan la actividad catalítica inhibiendo su actividad. Un inhibidor produce una inhibición irreversible cuando se unen al catalizador sin posibilidad de revertir la reacción. Las inhibiciones son reversibles cuando el inhibidor se une en forma reversible al catalizador. Pueden clasificarse en: a) Inhibición competitiva: El sustrato y el inhibidor no se pueden unir al mismo catalizador al mismo tiempo. Esto generalmente ocurre cuando el inhibidor tiene afinidad por el sitio activo del catalizador en el cual también se une el sustrato; el sustrato y el inhibidor compiten por el acceso al sitio activo del catalizador. En la inhibición competitiva la velocidad máxima de la reacción no varía, pero se necesitan concentraciones más elevadas de sustrato para alcanzar una determinada velocidad.


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b) Inhibición acompetitiva: El inhibidor no puede unirse al catalizador libre, sino únicamente al complejo enzima-sustrato (ES). Una vez formado el complejo con el inhibidor (EIS) el catalizador queda inactivo. c) Inhibición no competitiva: Es una forma de inhibición mixta donde la unión del inhibidor con el catalizador reduce su actividad pero no afecta la unión con el sustrato. Como resultado, el grado de inhibición depende solamente de la concentración de inhibidor, independientemente de la concentración de sustrato.


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Usos de los inhibidores:

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Debido a que los inhibidores modulan la función de las enzimas (catalizadores biológicos), suelen ser utilizados como fármacos. Un típico ejemplo de un inhibidor que es utilizado como fármaco es la aspirina, la cual inhibe las enzimas COX-1 y COX-2 implicadas en la síntesis de un intermediario inflamatorio, las prostaglandinas, con lo que suprime así los efectos derivados, el dolor y la inflamación. Sin embargo, otros inhibidores enzimáticos actúan como venenos. Por ejemplo, el cianuro es un inhibidor irreversible que se une a los átomos de hierro y cobre en el sitio activo de la citocromo c oxidasa de células animales (las plantas son resistentes al cianuro), bloqueando así la respiración celular. En los procesos industriales, la presencia de inhibidores generalmente es no deseada debido a que reducen la eficiencia del catalizador. Catálisis – Aplicaciones:

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2.4- &dK>Z^hWZ&//>E>s>K/Z/ME Cuando los reactivos están en estados de agregación diferente, un área superficial mayor permite aumentar la frecuencia de colisión y el resultado es una velocidad de reacción más grande. Por ejemplo, en la combustión de la madera (reacciona el oxígeno gaseoso del aire con la madera sólida) cuanto más pequeños sean los pedazos de tronco, más rápida será la reacción.


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3- Z/KE^ZsZ^/>^zYh/>/Z/K Una reacción química es reversible cuando puede llevarse a cabo en uno u otro sentido: de reactivos a productos y de productos a reactivos.

ZĞĂĐĐŝſŶĚŝƌĞĐƚĂ͗ї ZĞĂĐĐŝſŶŝŶǀĞƌƐĂ͗і La reacción se puede escribir utilizando dos flechas en ambos sentidos:

ў Al principio de la reacción, las concentraciones de los reactivos (A) disminuyen al mismo tiempo que las concentraciones de los productos (B) aumentan. A medida que la reacción avanza, se alcanza un punto en el que ya no se detectan cambios en las concentraciones.

Cuando la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa, se ha establecido un equilibrio dinámico.


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Cualquier reacción química alcanza un equilibrio dinámico cuando se realiza a temperatura constante y presión constante en un recipiente cerrado, de modo que no entren ni salgan sustancias. Cuando las concentraciones de los reactivos son mucho mayores que las de los productos, se dice que la reacción está desplazada a la izquierda. Si la concentración de productos en el equilibrio es mucho mayor que los reactivos se dice que la reacción está desplazada hacia la izquierda.

4- PRINCIPIO DE LE CHATELIER En el equilibrio: Las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales. Las concentraciones de ƌĞĂĐƚŝǀŽƐǇƉƌŽĚƵĐƚŽƐƉĞƌŵĂŶĞĐĞŶĐŽŶƐƚĂŶƚĞƐ͘ Se puede establecer un equilibrio químico en el caso de una reacción reversible que se lleva a cabo en un recipiente cerrado, donde no se agregan ni se extraen sustancias y donde las condiciones de temperatura y presión permanecen constantes.

Principio de Le Chatelier: Si se aplica una perturbación (como un cambio de concentración, presión o temperatura) a un sistema en equilibrio, el sistema se desplaza en el sentido que alivia la perturbación. 4.1- CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN Una reacción química en equilibrio se puede representar por la ecuación general: нўн


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Si se aplica una perturbación aumentando la concentración de A, parte de éste reaccionará con B, por lo tanto la concentración de B disminuye a medida que las concentraciones de C y D aumentan. Cuando se establece el nuevo equilibrio, las velocidades de las reacciones directa e inversa vuelven a ser iguales, pero con concentraciones mayores de producto. El equilibrio se ha desplazado a la derecha. Al contrario, si se incorpora al sistema alguno de los productos, éste se consumirá hasta alcanzar nuevamente la condición de equilibrio, es decir, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda. Por ejemplo, la reacción para producir amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno es la siguiente:

A una determinada presión y temperatura se establece un equilibrio entre las concentraciones de los reactivos (nitrógeno e hidrógeno) y el producto (amoníaco). Si una vez establecido el equilibrio se agrega más cantidad de hidrógeno, el equilibrio inicial se verá perturbado por este aumento de concentración de reactivo. El sistema reacciona estableciendo una nueva condición de equilibrio: el hidrógeno agregado comienza a consumirse lo que provoca también un consumo de nitrógeno, y se forma mayor cantidad de amoníaco.

4.2- CAMBIOS DE TEMPERATURA Una reacción química es ĞŶĚŽƚĠƌŵŝĐĂĐƵĂŶĚŽĐŽŶƐƵŵĞĐĂůŽƌƉĂƌĂƉƌŽĚƵĐŝƌƐĞ;ȴ,ƉŽƐŝƚŝǀŽͿ Una reacción química es ĞǆŽƚĠƌŵŝĐĂcuando genera calor al producirse ;ȴ,ŶĞŐĂƚŝǀŽͿ

En el caso de las reacciones endotérmicas puede considerarse al calor como si fuera un reactivo y para las reacciones exotérmicas puede considerarse al calor como si fuera un producto para poder analizar el efecto de esta variable sobre el equilibrio. Cuando se aplica calor a una reacción química el equilibrio se desplaza de modo de hacer uso de la energía calorífica adicional:


291

Para producir más amoníaco hay que mantener la temperatura baja. A medida que se reduce la temperatura también baja la velocidad de reacción por lo que se deberá llegar a un compromiso entre rendimiento y velocidad.

4.3- D/K^sK>hDEzWZ^/ME


292

4.4- EFECTO DE LA PRESENCIA DE UN CATALIZADOR EN EL SISTEMA Un catalizador aumenta la velocidad de reacción reduciendo la energía de activación. En el caso de una reacción catalizada, la velocidad de reacción directa aumenta junto con la velocidad de la reacción inversa. En presencia de un catalizador, el sistema alcanza más rápido el equilibrio en un recipiente cerrado pero el catalizador no influye en las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio. 5- CONSTANTE DE EQUILIBRIO Si consideramos la ecuación general de una reacción reversible que represente la reacción en equilibrio, donde A y B son reactivos, C y D son productos y a, b, c y d son los coeficientes:

Se puede escribir la ĞǆƉƌĞƐŝſŶĚĞůĂĐŽŶƐƚĂŶƚĞĚĞĞƋƵŝůŝďƌŝŽde la siguiente manera:

La constante de equilibrio permanece constante a una temperatura dada. Si se modifica una de las concentraciones, el resto se modifica también para mantener constante el valor de Keq. >ĂƐ ůĞƚƌĂƐ ĞŶƚƌĞ ĐŽƌĐŚĞƚĞƐ ΀΁ ƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂŶ ůĂƐ ĐŽŶĐĞŶƚƌĂĐŝŽŶĞƐ ĚĞ ůŽƐ ƌĞĂĐƚŝǀŽƐ Ǉ ůŽƐ productos gaseosos en equilibrio en moles por litro. Los estudios han demostrado que las cantidades de sólidos o líquidos presentes no influyen en el equilibrio ni en la constante de equilibrio. Las letras a, b, c y d representan los coeficientes de cada producto o reactivo en la reacción química y aparecen como potencias en la expresión de la constante de equilibrio. La constante de equilibrio (Keq) es igual al producto de las concentraciones en equilibrio de los productos de la reacción dividido por el producto entre los reactivos de la reacción, cada una elevada a una potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación balanceada. Las reacciones que tienden a avanzar rápidamente tienen constantes de equilibrio grandes. Cuando la constante de equilibrio es muy pequeña, el equilibrio se encuentra desplazado hacia la izquierda. Como los productos se encuentran en el denominador, una constante de equilibrio grande significa que las concentraciones en equilibrio de los productos son mayor que la de los reactivos. Cuando la constante de equilibrio es menor a uno, las concentraciones en equilibrio de los reactivos serán mayores que la de los productos.


293

5.1- EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS Un ĞƋƵŝůŝďƌŝŽĞƐŚŽŵŽŐĠŶĞŽcuando todas las especies involucradas en la reacción se encuentran en la misma fase. La constante de equilibrio puede expresarse en término de las concentraciones molares, en cuyo caso de denomina Kc:

Para el caso de reacciones en estado gaseoso, también se puede expresar en término de las presiones parciales, en cuyo caso se denomina Kp:

La relación entre Kp y Kc puede deducirse aplicando la ecuación de los gases ideales y se expresa a través de la siguiente fórmula:

5.2- EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS Una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases conduce a un equilibrio ŚĞƚĞƌŽŐĠŶĞŽ͘

CaCO3 (s) ўĂK;ƐͿнK2 (g)

Cuando en una reacción interviene un sólido o un líquido, su concentración se considera constante y se elimina de la expresión de la constante de equilibrio.


294

En sistemas en equilibrio heterogéneos se incluyen en la expresión de la constante de equilibrio sólo a los gases o iones en solución. No se incluyen sólidos o líquidos puros. 5.3- Z'>^WZ^Z//ZyWZ^/KE^KE^dEd^Yh/>/Z/K 9 Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada (en solución) se expresan en mol/litro; en la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en mol/litro o en atmósferas. La expresión de Kc se relaciona con Kp a través de una ecuación deducida a partir de la ecuación de los gases ideales. 9 Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen en las expresiones de las constantes de equilibrio. 9 Al señalar un valor para la constante de equilibrio, es necesario especificar la ecuación balanceada y la temperatura.


295

EJERCICIOS: CINÉTICA QUÍMICA A – Responder las siguientes preguntas: 1- ¿Cuáles son las tres condiciones que se deben dar para que las partículas puedan reaccionar según la teoría de las colisiones? 2- ¿A qué se denomina energía de activación? 3- ¿Cómo influye la temperatura en la velocidad de reacción? 4- ¿Cómo influye la concentración de los reactivos en la velocidad de reacción? 5- ¿Qué es un catalizador? Cómo se relaciona el catalizador con la energía de activación de una reacción? 6- ¿Qué es un inhibidor? ¿Qué tipos de inhibición conoce? 7- ¿Cómo influye el área superficial en la velocidad de reacción? 8- ¿Cómo son las velocidades de reacción directa e inversa cuando se ha alcanzado el equilibrio dinámico? 9- ¿Qué establece el principio de Le Chatelier? 10- ¿Cómo se expresa la constante de equilibrio de una reacción? 11- ¿Cuándo un equilibrio es homogéneo? ¿Cuándo un equilibrio es heterogéneo? 12- ¿Cuáles son las reglas para escribir constantes de equilibrio? B – Resolver los siguientes problemas teóricos: 13- Si todos los demás factores se mantienen constantes, ¿qué efecto tendría una reducción de la temperatura a la que se lleva a cabo una reacción en la velocidad de la reacción? 14- Explicar por qué la carne se conserva más tiempo en el freezer que en la heladera. 15- ¿En qué condiciones las personas que suben y bajan por escaleras mecánicas entre dos pisos de un Shopping podrían ser un buen ejemplo de equilibrio dinámico? Explicar la respuesta. 16- ¿En cuál o cuáles de los sistemas siguientes podría haber equilibrios físicos dinámicos, y en cuáles equilibrios químicos? ¿En qué punto estaría cada proceso en equilibrio? a) Fusión y congelación del agua b) Disolución y cristalización de cloruro de sodio c) Conversión de N 2 (g) y O 2 (g) en óxidos de nitrógeno en un motor de automóvil y descomposición de los óxidos de nitrógeno por obra de un convertidor catalítico. 5

5

5

5


297

17- Con respecto a la reacción:

2 CO (g) + O 2 ;ŐͿўϮK 2 (g) 5

5

5

5

Describir lo que les ocurre a las concentraciones de CO, O 2 y CO 2 antes de que establezca el equilibrio. 5

5

5

5

18- De acuerdo con el principio de Le Chatelier, ¿qué efecto tendría sobre las concentraciones de equilibrio un aumento de temperatura en las reacciones siguientes?: a) H 2 (g) + Cl 2 ;ŐͿўϮ,ů;ŐͿн Energía 5

5

5

5

b) 2 CO 2 (g) + Energía ўϮK;ŐͿнK 2 5

5

5

c) 3 O 2 нŶĞƌŐşĂўϮK 3 5

5

5

19- El proceso Haber para producir amoníaco está dado por la ecuación:

N 2 (g) + 3 H 2 ;ŐͿўϮE, 3 (g) + Energía 5

5

5

5

5

5

¿Cuál sería el efecto de las acciones siguientes en este equilibrio? a) Extracción de amoníaco b) Adición de nitrógeno c) Extracción de calor d) Adición de un catalizador

20- ¿Cuál sería el efecto de las acciones siguientes en el equilibrio de la síntesis del metanol, CH 3 OH?: CO 2 (g) + 2 H 2 ;ŐͿў, 3 OH (g) 5

5

5

5

5

5

5

5

a) Extracción de CH 3 OH b) Un aumento de la presión c) Reducir la concentración de H 2 d) Adicionar un catalizador. 5

5

5

21- ¿Cuál sería el efecto de las acciones siguientes en el equilibrio de la reacción del coque C(s), con vapor de agua para formar CO y H 2 ? 5

5

C (s) + H 2 K;ŐͿўK;ŐͿн, 2 (g) 5


298

5

5

5

a) Adición de vapor de agua b) Aumento de la presión c) Extracción de H 2 , a medida que se forma d) Adicionar un catalizador. 5

5


299

RESOLUCIÓN DE EJERCICIOS


300


301

CAPÍTULO 1 Ejercicio A: 1 C / 2 C / 3 B / 4 D / 5 B / 6 D / 7 B y D / 8 B y C / 9 B y C / 10 C y D / 11 A y B / 12 C Ejercicio B: SALUD Y MEDICINA: producción de medicamentos, nuevos materiales para cirugía, (acero quirúrgico, Hilos catgut), vacunas, antibióticos vitaminas, suplementos nutricionales. ENERGÍA Y AMBIENTE: nuevas formas de producir energía, elementos no contaminantes, (detergentes biodegradables, aerosoles que no afecten la capa de ozono), catalizadores de autos. MATERIALES Y TECNOLOGÍA: plásticos, nuevos metales (aleaciones), nuevos materiales para la construcción, reemplazo de elementos naturales por aquellos que se producen en el laboratorio. ALIMENTOS Y AGRICULTURA: fertilizantes, pesticidas, suplementos nutricionales, semillas mejoradas, industria del pan, vino, conserva de alimentos. Ejercicio C: 1- Siempre una investigación surge de la observación que pueda llegar a hacer el científico de la realidad que lo rodea. A partir de esto, se desprende el primer paso que es el planteo del problema 2- Hipótesis: respuesta anticipada del problema, se anticipa a la experimentación. Es una explicación tentativa al problema sin haber efectuado la experimentación. Luego se comprobara la hipótesis y se valida o se refuta la misma según corresponda. Ley: enunciado conciso, verbal, matemático de una relación entre fenómenos que siempre se repiten bajo las mismas condiciones. Ejemplo: ley de la gravedad, leyes de Newton, ley de Dalton, ley de Avogadro. Teoría: es un principio unificador que explica un grupo de hechos y las leyes en que se basan estos hechos. Ejemplo: teoría de la relatividad, teoría cuántica. 3- Corresponde a una formada y alerta reconocer el significado de un descubrimiento accidental y sacar provecho de ello

CAPITULO 2 Ejercicio A: CARACTERÍSTICA &ORMAPROPIA NODEPENDEDELENVASE 0ART¤CULASENCONTACTOPEROMVILES 6OLUMENDEFINIDO !LTAMENTECOMPRESIBLE !DOPTALAFORMADELENVASEQUELOCONTIENE ,LENACOMPLETAMENTEELRECIPIENTEQUELOCONTIENE 0ART¤CULASEMPAQUETADASENMATRICESR¤GIDAS

SÓLIDO 8 8

LÍQUIDO

GAS

8 8 8

8 8 8

8

Ejercicio B: a) Fusión b) Licuefacción c) Sublimación d) Físicos e) Pierde f) Menos, Mas Ejercicio C: 1B/2ByC/3D/4A/5B/6C/7B


302


303

Ejercicio D: PROPIEDAD 3EFUNDEA# %SUNBUENCONDUCTORDELCALOR 3UDENSIDADESGCM 3ETORNAVERDOSOCUANDOSEEXPONEALCLORO %SMALEABLE %SUNL¤QUIDOINCOLORO 3USABORESAGRIO 4IENEAROMAINTENSO 2EACCIONACONLOSDEPSITOSCALCÖREOSDELASCA®ER¤AS 3EENCIENDECONFACILIDAD

FÍSICA 8 8 8

QUÍMICA

8 8 8 8 8 8 8

Ejercicio E: Salmuera con cristales de sal (HETEROGÉNEO); Agua con trozos de hielo (HETEROGÉNEO); Agua con aceite (HETEROGÉNEO); Agua (HOMOGÉNEO); Salmuera (HOMOGÉNEO); Granito (HETEROGÉNEO); Gelatina (COLOIDAL); Niebla (HETEROGÉNEO); Polvo de Carbón en agua (HETEROGÉNEO); Esponja (HETEROGÉNEO); Humo (HETEROGÉNEO) Ejercicio F: 1- gas / heterogéneo 2 -solido / gas / heterogéneo 3- gas / solido / heterogéneo 4 -liquido/ liquido 5 -solido / homogéneo 6- liquido / coloidal 7- liquido / liquido 8- gas / liquido / heterogéneo Ejercicio G: 1- La forma de los sólidos se debe a la fuerte unión que existe entre las moléculas que lo componen y su baja energía cinética. 2- Ya que el líquido es más débil que el sólido, pero aún posee uniones entre las moléculas, por eso mantiene el volumen 3- Debido al espacio que existe entre las moléculas que lo componen 4- No puede ser un elemento o compuesto, recordar que para que el sistema sea homogéneo, debe ser una mezcla de dos o más sustancias puras. 5- Compuesto: suma o combinación de dos o más elementos. Mezcla: combinación de dos sustancias puras. Ejercicio H: AlBr 3 // CaF 2 5


5

5

304

5


303

Ejercicio I: ELEMENTO !IRE #LORURODEVINILO /XIGENO 6INO 0INTURA #OBRE #ERVEZA 0LATINO ¬CIDO3ULF¢RICO 9ODO 0ETRLEOCRUDO 0LATA ,ECHE (IDRXIDODESODIO

COMPUESTO

MEZCLA 8

8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8

Ejercicio J: 1 Físico 2 Químico 3 Químico 4 Físico 5 Químico 6 Químico 7 Físico 8 Químico 9 Físico 10 Físico 11 Químico Ejercicio K: PROPIEDAD

INTENSIVA

,ONGITUD 6OLUMEN $ENSIDAD #ONDUCTIVIDADEL£CTRICA #OLOR -ASA 0UNTODEEBULLICIN $UCTILIDAD "RILLO 0ESO

EXTENSIVA 8 8

8 8 8 8 8 8 8 8

CAPITULO 3 Unidades de presión, temperatura y volumen

8

1) 2) 3) 4) 5)

a- 0,94atm b- 13,83 lb/pulg 2 c- 952,455 milibares d- 95,3 kPa a- 0,0368atm b- 78, 95atm c- 1,05 at d- 5 kPa a- 305,15°k b- 523°k c- 255,15°k d- -45,55°C 227,6 °K e- -3,88°C 269,26°K a- 0,15°C b- -117,15°C c- 19,44°C d- -5,55°C a- 0,35 L b- 12,7 L c- 0,056 L d- 1,79 L e- 54 L f- 4,6 . 10 -4 L 3

3

3

3

Cálculo de peso molecular - número de partículas – número de moles

8

6) a- 27 b- 34 c- 17 d- 71 e- 46 f- 64 g- 81 h- 44 i- 28 j- 20 7) a- 1,5. 10 24 b- 1.5. 10 23 c- 1,06 . 10 24 d- 1,8 . 10 20 8) a- 0,39 moles // 2, 347 . 10 23 partículas b- 0,016 mol // 9, 63 .10 21 partículas c0,026 mol // 1,56 .10 22 partículas d- 0,03 mol // 1,80 .10 22 partículas 3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

Ley de Boyle

8

9) 0,6atm 10) 1,41 at 11) 3 L


304


305

Ley de Charles

8

12) 3,55 L 13) 14,64 L 14) 4,92 L Ley de Gay-Lussac

8

15) 0,78 at 16) 1 at Leyes combinadas de los gases

8

8

17) 21,2 L 18) 226,85 °C 19) 46,21 L 20) 65,6 L 21) 676,66 °C Ley de Avogadro

8

22) 11,5 L 23) 13,16 L Volumen molar y densidad de gases.

8

24) 0,14 L 25) O,00785 mg 26) Cloro: 3,17 // Oxígeno 1,42 // Helio: 0,178 // Amoniaco: 0,75 Ecuación de los gases ideales

8

27) 1,9 at 28) 281,1 mol 29) 0,95 mol 30) 143 gramos (PM) 31) 1,32 gramos 32) 1,84 at Ley de Dalton

8

33) 0,95 at 34) X SO2 : 0,324 // X NO2 : 0,676 // Pp SO2 : 32.4 kPa //Pp NO2 : 67,6 kPa 5

5

5

5

5

5

5

5

Estequiometria de gases

8

35) 24 L de vapor de agua 36) 1500 L de O 2 gaseoso 37) 30 L de CO 2 38) 2 L de H 2 // 39) 7, 52 . 10 -3 L 5

5

5

5

5

3

3

Ecuación de Van der Walls

8

40) 17, 96 atm 41) No es un gas ideal ya que los únicos que poseen este comportamiento son los que poseen presiones moderadamente bajas menores a 5 atm y el gas en cuestión está a 13º atm.


306


305

CAPITULO 4 Ejercicio A: 1 C / 2 B / 3 C / 4 A / 5 C / 6 A / 7 C / 8 A / 9 C / 10 D / 11 C / 12 C / 13 A / 14 C Ejercicio B: 1- ya que depende de la velocidad de evaporación del líquido. 2- Tensioactivo: es una sustancia química que reduce la tensión superficial del agua. Ej.: detergentes y jabones. 3- Ya que la cera es de naturaleza hidrofóbica repeliendo el agua que se posa en su superficie y favoreciendo que las fuerzas de atracción del interior del líquido se junten, formando la gota. Si la superficie estuviera sucia las partículas ejercen una fuerza de interacción entre ellas y el líquido, disminuyendo las fuerzas internas que favorecen la formación de la gota. 4- Ya que el aumento de temperatura exterior va a influir sobre la densidad disminuyéndola, si a esto sumamos la temperatura producida por el motor en movimiento, la densidad final del aceite será muy baja y no cumplirá su función de lubricar. 5- El que posee menos viscosidad es aquel que posee sus moléculas simétricas y pequeñas, por ende el lubricante con moléculas más grandes es el SAE 30, que es el más viscoso. 6- Sí se modifica, ya que al disminuir la temperatura las moléculas de líquido, tienen menor movilidad (menos energía cinética), por lo que la presión de vapor disminuye y se alcanza un nuevo equilibrio a una temperatura más baja. 7- El mayor punto de ebullición es el del agua ya que posee un tipo de enlace llamado Puente Hidrogeno que retiene a las moléculas al seno del líquido siendo necesaria entregarle mayor energía para poder pasarlos a la fase vapor. 8- No, ya que el punto de ebullición del líquido “agua” que contiene a las verduras es constante para esa sustancia y una vez alcanzado no se modifica, sino que permanece constante, por más que se le agregue mayor cantidad de calor. 9- Ya que en la cima del Aconcagua el punto de ebullición del agua es de 71°C por haber menor presión atmosférica, por lo que llevará más tiempo llegar a la cocción completa del huevo.

1- 2- 3- 4-

Ejercicio C: 23,25 kJ 15,04 kJ/mol 0,93 kcal 0,65 kcal/mol

Ejercicio D: 1- Esto se logra ya que al bajar la temperatura la energía cinética disminuye dejando las moléculas más quietas y pareciéndose al estado líquido. 2- Se espera que el punto de ebullición más alto sea el del metanol (CH 3 OH) ya que el grupo oxidrilo genera un polo negativo que ioniza la molécula y fortalece el enlace. 5


306

5


307

3- La decisión propuesta por el químico es correcta, ya que al utilizar vacío se puede extraer agua de la solución azucarada sin la necesidad de utilizar calor para tal proceso evitando así reacciones de caramelización, las cuales le confieren características organolépticas no deseadas al producto. 4- No, no es necesario trabajar a menor presión para facilitar la salida del agua de la salsa de tomate en un menor tiempo evitando así que el producto se queme. 5- Ya que el punto de ebullición no depende de la masa molar, sino que depende de la estructura molecular, de las uniones entre los átomos y de la polaridad de la molécula, siendo el agua la de mayor polaridad por esto tiene el mayor punto de ebullición.

CAPITULO 5 Ejercicio A: 1 C / 2 B / 3 B / 4 A,B,C / 5 D / 6 A / 7 B / 8 D / 9 D / 10 B / 11 B / 12 C Ejercicio B:

1- Son sólidos cristalinos, lo que tienen en común es que ambos están formados por carbonos unidos por enlaces covalentes. 2- Este compuesto presenta enlaces de tipo covalente ya que la diferencia de electro negatividades de los átomos que forman el compuesto es de 1,54, este valor se obtiene haciendo la diferencia entre el oxígeno 3,44 y el silicio 1,90. Este enlace explica las propiedades que presenta el compuesto. 3- El ácido Acetilsalicílico, presenta un anillo benzoico en el que de un carbono sale un enlace sencillo C-C que a su vez se enlaza con un grupo –OH y otro con C=O, regresando hacia el anillo benzoico el C anterior se une con un O y un grupo CH 3 . 5

5

Esta estructura cíclica hace que la molécula se haga más resistente y a pesar de tener enlace covalente presenta punto de fusión elevado.

4- Este solido es cristalino iónico formado por enlace de tipo iónico entre sus moléculas. 5- Ordenamiento Cubico Simple: cada capa de esfera se colocan sobre otra esfera en la capa que sigue. Cubico centrado en el cuerpo: las esferas de la capa que sigue se colocan entre los huecos de la capa anterior. Cubico centrado en las caras: ha esferas en el centro de cada uno de las seis caras del cubo además de las ocho esferas en los vértices. 6- Na 2 O (1275ºC) їƌŝƐƚĂůĞƐŝſŶŝĐŽƐ MgO (2800ºC) їƌŝƐƚĂůĞƐŝſŶŝĐŽƐ Al 2 O 3 (2045ºC) їƌŝƐƚĂůĞƐŝſŶŝĐŽƐ SiO 2 (1610ºC) ї Cristales covalentes P 4 O 10 (580ºC) їƌŝƐƚĂůĞƐĐŽǀĂůĞŶƚĞƐ 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5


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307

SO 3 (16.8ºC) їƌŝƐƚĂůĞƐĐŽǀĂůĞŶƚĞƐ Cl 2 O 7 (-91.5ºC) їƌŝƐƚĂůĞƐĐŽǀĂůĞŶƚĞƐ 7- Es un sólido con cristales iónicos. 8- Es un sólido con cristales moleculares. 9- Es un sólido con cristales covalentes. 5

5

5

5

5

5

CAPITULO 6 Ejercicio A: 1 B / 2 A, B / 3 B / 4 B / 5 D / 6 B / 7 A, B, C /8 A / 9 D / 10 A / 11 C / 12 A / 13 A, B, C/ 14 A, B, D Ejercicio B:

1- 2Elemento Magnesio Z: 12 A: 24 Grupo: IIA Periodo: 3 Valencia: 2 Azufre Z: 16 A: 32 Grupo: VIA Periodo: 3 Valencia: 6 Calcio Z: 20 A: 40 Grupo: IIA Periodo: 4 Valencia: 2 Flúor Z: 9 A: 19 Grupo: VIIA Periodo: 2 Valencia: 7 Nitrógeno Z: 7 A: 14 Grupo: VA Periodo: 2 Valencia: 5

Estructura de Lewis

Diagrama de Bohor

Potasio Z: 19 A: 39 Grupo: IA Periodo: 4 Valencia: 1


308


309

KǆŝŐĞŶŽ Z: 8 A: 16 Grupo: VIA Periodo: 2 Valencia: 6 Cloro Z: 17 A: 35,5 Grupo: VIIA Periodo: 3 Valencia: 7

2- Rf 3- A- Aluminio B- Neón C- Nitrógeno D- Argón E- Titanio 4- A-

B-

C-

D-

E-

5-

6- Elemento

CIRCONIO RUBIDIO TÁNTALO ORO RUTENIO

Número atómico (Z) 40 37 73 79 44


Número Másico (A) 91 85 181 197 103

310

Cantidad de protones 40 37 73 79 45

Cantidad de electrones 40 37 73 79 45

Cantidad de neutrones 51 48 108 118 58

Configuración electrónica ;+R=SD ;+R=S ; 8E=FDS ;8E=FDS ;+R=DS

7

77


309

7-

a) Ya que la cantidad de electrones que posee (11) alcanzan para llenar hasta ese nivel siguiendo el diagrama de Müller b) La energía de un orbital no depende sólo del número cuántico principal sino también del número cuántico angular y de la energía de repulsión entre los electrones dentro de los orbitales. De este modo, la energía necesaria para llenar un orbital 4s es menor que la necesaria para llenar un orbital 3d. c) Bohr encontró una relación entre los electrones excitados que producen los espectros y la estructura electrónica de los átomos, planteó que los electrones de los átomos existen en niveles de energía específicos. Cuando un electrón absorbe un fotón o cuanto de energía eleva su energía un nivel, cuando vuelve al nivel original libera el cuanto o fotón. La energía liberada tiene frecuencias específicas y un espectro de líneas y depende de la cantidad de niveles energéticos que posea el átomo por ende el Nitrógeno al tener una capa energética más que el hidrogeno emite un espectro con más rayas. d) Que la órbita de Bohr es un camino definido que el electrón sigue alrededor del núcleo, mientras que el orbital es una zona donde tengo la mayor probabilidad de encontrarlo. El modelo de la órbita de Bohr solo explica el átomo de hidrogeno pero no se aplica a ningún átomo más. e) El número máximo de electrones población) que pueden estar en un cierto nivel de energía es 2.n 2 , donde n es el número de niveles de energía que está llenando f) Siempre y cuando haya capacidad y afinidad para recibir al electrón que quiere ingresar al orbital. g) La configuración incorrecta es la D ya que no tiene el mayor número de electrones desapareados correctamente sería: 3

3

CAPITULO 7 1- La familia son los Halógenos, nombre que proviene del griego y significa formadores de sal. Son elementos No Metálicos, y en estado natural se encuentran como moléculas diatómicas, poseen 7 electrones de valencia en su último nivel de energía (S2 P5), por lo que tendrá la tendencia de tomar electrones para completar el octeto y formar el gas noble más cercano. 2- Los periodos de elementos que contienen metales de transición son los periodos 4, 5, 6 y 7. Y los que no contienen son el 1, 2 y 3. 3- Los periodos que contiene metales de transición interna son el 6 y 7. 4- Ambos tamaños serian iguales, ya que uno al ceder un electrón y el otro al tomarlo, formarían el gas noble más cercano, en este caso el Argón. 5- Es más grande un átomo de Ca, ya que los átomos metálicos cuando pierden un electrón, se forma un catión, y su radio atómico disminuye la mitad. 6- El Boro posee menor energía de ionización, ya que posee sus electrones más externos muy alejados del núcleo al tener un tamaño atómico más grande por ende su atracción hacia estos es menor, siendo más fácil cederlos y formar el gas noble anterior inmediato. Al igual ocurre con el Cesio. 7- a) Li // b) F 2 5

5


310


311

8- a) El K posee 19 protones y 19 electrones, en cambio su ion K+ posee 19 protones y 18 electrones. b) El Cloro posees 17 protones y 17 electrones, en cambio su ion Cl- posee 17 protones y 18 electrones. A mayor número de protones también será mayor el número de electrones, pero estos serán atraídos con más fuerza por el núcleo positivo y así disminuyendo su radio atómico. 9- El ion S +2 será más pequeño ya que a quitar 2 electrones las fuerzas de repulsión disminuyen y permite que los electrones se encuentren forma más compacta, es decir más cerca del núcleo, disminuyendo así el radio atómico, a lo contrario del Cl-, que al haber tomado un electrón, su nube de electrones alrededor del núcleo aumenta, por ende su radio atómico también. 10-Los grupos IA y IIA son los que tienen la energía de ionización más pequeña, es decir tienden a ceder sus electrones de valencia, y así transformarse en el gas noble más cercano. 11-Los grupos VIA y VIIA poseen la mayor energía de ionización, por lo cual tienden a tomar electrones para completar así el octeto y formar el gas noble más cercano. 12-En cuanto a la energía de ionización más pequeña de cada par y al elemento que tiene mayor tendencia a formar un ion positivo o catión será en ambos casos: Mg, Li, Ba. Debido a que radio atómico es más grande y sus electrones se encuentran más alejados del núcleo, por lo tanto menos atraídos por este, por lo tanto más fáciles de quitar o ceder para formar un catión. 13-a) W // b) W // c) Cr 14-a) Al // b) Au // c) Pt 15-Para evitar que estos tomen contacto con el oxígeno y reaccionen (oxidación). 16-El elemento más abundante es el Calcio (Ca) y se lo encuentra en diferentes rocas minerales, como así también en los huesos. 17-Se extrae el Boro (B), y se encuentra formando Bórax. Este se utiliza como agente de limpieza, antiséptico y en la fabricación de vidrios. 18-Diamante: es un alótropo del carbono, el cual posee una alta dureza y dispersión de la luz. Es muy utilizado en la industria y la joyería. 3

3

Grafito: este alótropo en cambio conduce la electricidad y es más blando. Se utiliza para la fabricación de las minas de los lápices, lubricantes sólidos y en diferentes piezas en ingeniería. 19-O 3 y O 2 . El O3 es el que nos protege de los rayos UV. 20-El elemento que está presente en ambos es el Cobre (Cu) y pertenece al Grupo IB, siendo este un Metal (elemento de transición). 21-Es un compuesto formado por F2 y C, como por ejemplo el Freon-12 (CCl2F2) utilizado como refrigerante en acondicionadores de aire. 5

5

5

5

Otro ejemplo es el Teflón, polímetro utilizado en recubrimientos. 22-Br 23-El Hierro (Fe) es el elemento metálico en estado puro, en cambio el acero y el acero inoxidable son aleaciones de este con Carbono (C) y Cromo (Cr) respectivamente. 24-Uno de sus usos es en la industria automotriz, en las luces de los automóviles. 25-Son elementos de número atómico mayor a 92, es decir todos aquellos que se encuentran después del Uranio, el cual es el último elemento de origen natural.


312


311

Estos elementos transuránicos son obtenidos en laboratorios y son radioactivos. 26-La diferencia radica en que los Lantánidos poseen sus electrones de valencia ocupando el nivel de energía u orbital número 6, y los Actínidos en el número 7. 27-En este tipo de iones el radio iónico aumenta a medida que la carga nuclear positiva disminuye, debido a que si hay menos protones en el núcleo, menor será la fuerza de atracción de este hacia los electrones, aumentando así el radio iónico. Entre el P-3, S-2 y el Cl-, el de mayor radio iónico será el P-3 por tener menor carga nuclear positiva. Y entre el K+ y Ca+, el de mayor radio iónico es el K+ por igual motivo que los anteriores casos citados en este ejercicio. 28-El aumento en zigzag de la energía de ionización de los elementos del periodo dos en cuanto a su tamaño atómico se da porque si bien el Z es más grande la energía necesaria para arrancar el electrón va a depender de la lejanía que tenga el átomo del gas noble más cercano siendo así los elementos metálicos más fáciles de extraerles el electrón. 29-La más grande será la segunda energía de ionización, debido que al quitar el primer electrón estoy disminuyendo las fuerzas de repulsión entre los mismos, quedando estos más atraídos por el núcleo positivo, por ende más fuertemente unidos, y quitar otro electrón requeriría de mayor energía. 30- Sería un elemento perteneciente al periodo 7 y el grupo o familia VA. Si respetara el orden de la familia sería un Metal.

CAPITULO 8 1-

1. C

2-

2. A y C 3. B 4. B 5. A y C 6. B y C 7. B 8. A y C 9. B 10. B 11. C 12. B y D 13. A a) Li = 1 b) Na = 1 c) Ca = 2 d) Mg = 2 e) S = 6 f) Cl = 7 g) O = 6 h) N = 5


312


313

a) Li ў Li +1 + 1 e -

3-

3

3

3

+1

b) Na ў Na + 1 e c) Ca ў Ca +2 + 2 e d) Mg ў Mg +2 + 2 e e) S + 2 e - ў S -2 f) Cl +Cl ў Cl 2 g) O + 2 e - ў O -2 h) Al ў Al +3 + 3 e 3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

3

5

3

3

3

3

3

3

3

4-

5-

Compuesto Cl 2 HBr KCl H2 NH 3 HF CaCl 2 O2 CH 4

Gaseoso Gaseoso Sólido Gaseoso Gaseoso Gaseoso Sólido Gaseoso Gaseoso

5

5

5

5

5

5

6-

5

5

5

Estado

5

Diferencia de electronegatividad de los átomos 0 0,7 2,2 0 0.9 1,9 2,0 0 0,4

Tipo de enlace Covalente apolar Covalente polar Iónico Covalente apolar Covalente Polar Covalente polar Iónico Covalente apolar Covalente polar

a)

b)


314


313

c)

d)

e)

f)

g)

h)

i)

j)

k)

7-

a)

b)


314


315

8- C 9- D 10-B 11-Porque es el elemento más electronegativo, es decir tiene la capacidad de atraer hacia si electrones con gran fuerza. El enlace más Iónico se da entre cualquier elemento Halógeno, combinado con un elemento del Grupo I y II de la tabla periódica. 12-Los metales del Grupo IA y IIA tienden a perder electrones para formar cationes, dejando su último nivel de energía vacío, y así tomar la configuración del gas noble anterior con 8 electrones de valencia. 13-Ya que estos grupos tienen alta electronegatividad por ende atraen los electrones al núcleo fuertemente. 14-La molécula polar, es aquella en la cual la nube electrónica (conjunto de electrones) no se distribuye con uniformidad por todo el sistema, ya que unos átomos tienen mayor electronegatividad (atracción por los electrones) que otros, "arrastrando" la nube electrónica hacia ellos, creando una polaridad. El ejemplo clásico de esto es el agua, cuya forma de "v" (donde el doblez es el átomo de O, el cual atrae hacia sí con más fuerza a los electrones por ser un átomo de mayor electronegatividad, creando una distribución de los electrones más cargados hacia sí, creando polaridad en la molécula. El enlace polar es lo mismo, con la diferencia que mide solo la distribución del enlace mismo, el cual no necesariamente determina una molécula polar. Un buen ejemplo de esto es el Metano (CH 4 ); si revisas la diferencia de electronegatividad del carbono con el hidrógeno, podrás ver una leve diferencia, pero como la distribución de átomos de hidrógeno es regular formando un tetraedro perfecto, la diferencia de polaridad es compensada en forma uniforme, haciendo de esta una molécula apolar. 15-Electrones de Valencia: Son los electrones que generalmente están involucrados en el enlace. Forman la capa de Valencia. 16-Porque una molécula es la unión de dos o más átomos mediante enlaces covalentes y los compuestos iónicos como el cloruro de sodio no contienen moléculas individuales y se unen mediante enlaces iónicos, es decir por transferencia total de electrones. 17-Que los enlaces covalentes unen a un átomo con átomo para formar la molécula, y los puentes de Hidrogeno unen molécula con molécula. 18- 5

5

Ya que la disposición espacial hace un apantallamiento de cargas y la molécula se comporta como neutra.

19-Enlace Metálico 20-Enlace Iónico 21-Se puede decir que la cera de vela esta compuesta generalmente por parafina, un hidrocarburo alcano, formado por largas cadenas carbonada unidas por enlaces


316


315

covalentes no polares, he aquí la razón por la cual no es conductora de la electricidad, funde a baja temperatura y es soluble en solventes no polares. 22-Se podría tratar de algún alcohol, compuestos químicos orgánicos que contienen un grupo hidroxilo (-OH) en sustitución de un átomo de hidrógeno enlazado de forma covalente a un átomo de carbono. Su solubilidad se deba a que el grupo funcional hidroxilo permite que la molécula sea soluble en agua debido a la similitud del grupo hidroxilo con la molécula de agua, permitiéndole formar enlaces de hidrógeno . Debido al enlace con el agua por puente hidrogeno hierve a alta temperatura, pero como la molécula también posee un enlace del tipo covalente, el punto de ebullición no es tan alto como el del agua pura. Debido a esto tampoco es conductora de la electricidad. 23-Se podría tratar de algún tipo de aceite, los cuales están formados por largas cadenas carbonadas saturadas o insaturadas, unidas por enlaces covalentes no polares, razón por la cual no conducen la electricidad, son inmiscibles con el agua debido a la repulsión con esta (Carácter anfipático: ya que el ácido graso está formado por un grupo carboxilo y una cadena hidrocarbonada, esta última es la que posee la característica hidrófoba; por lo cual es responsable de su insolubilidad en agua) y poseen un alto punto de ebullición debido a la fuerza de unión de la cadena carbonada. 78

7

7

87

7

7

7

7

7

7

CAPITULO 9 Ejercicio A: 1- a) 4 Cr + 3 O 2 їϮƌ 2 O 3 b) 2 SO 2 + O 2 їϮ^K 3 c) 2 PbO 2 їϮWďKнK 2 (g) d) 2 NaOH + CO 2 їEĂ 2 CO 3 + H 2 O e) Al 2 (SO 4 ) 3 нϲEĂK,їϮů;K,Ϳ 3 + 3 Na 2 SO 4 f) 4 Al + 3 O 2 їϮů 2 O 3 g) N 2 + 2 O 2 їϮEK 2 h) 2 H 2 O 2 їϮ, 2 O + O 2 (g) i) 2 Li (OH) + CO 2 ї>ŝ 2 CO 3 + H 2 O j) Fe 2 (SO 4 ) 3 нϲEĂK,їϮ&Ğ;K,Ϳ 3 + 3 Na 2 SO 4 k) Mg + 2 H 2 O (g) їDŐ;K,Ϳ 2 + H 2 (g) l) 2 NaHCO 3 + H 3 PO 4 їEĂ 2 HPO 4 + 2 H 2 O + 2 CO 2 m) 2 Al + H 2 SO 4 (ac) їϯů 2 (SO 4 ) 3 + 3 H 2 (g) n) C 3 H 8 + 5 O 2 їϯK 2 + 4 H 2 O o) PCl 5 + 4 H 2 Kї, 3 PO 4 + 5 HCl p) 3 Cu (OH) 2 + 2 H 3 PO 4 їƵ 3 (PO 4 ) 2 + 6 H 2 O 5

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2- a) 0.247 moles. b) 4,35 moles. c) 25 moles. d) 1,875 . 10 -3 moles. e) 1,627 moles. 3

3

3- a) 272,85 gramos. b) 125.000 gramos. c) 178,5 gramos.


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d) 1,3 gramos. e) 3,6 gramos. f) 372,65 gramos. g) 1,345 gramos. 4- 5- 6- 7-

ϰ͕ϮŵŽůĞƐ͘ 540 gramos. 87,5 kilogramos. a) 52,5 moles.

b) 13 gramos. c) 220 gramos / 3,01 x 10 25 moléculas. 8- a) 8,33 moles. 3

3

b) 0,8 moles. 9- 116,38 gramos de agua y 271,55 de hierro. 10- a) 0,5 moles. b) 12,375 moles. c) 1,74 moles. d) 6,2 moles. e) 65,536 gramos. f) 1,66 x 10 25 moléculas. 11- a) 0,69 gramos. b) 0,3366 gramos. c) 1,03 gramos. d) 0,0187 moles. 12-290 gramos. 13-229,16 gramos de CO 2 y 116,66 litros de CO 2 14-0,73 gramos 15-a) 0,833 moles. 3

3

5

5

5

b) 60,83 gramos. c) 18.66 litros. 16-a) HNO 3 limitante / K (OH) exceso. 5

5

b) H 2 SO 4 limitante / Na (OH) exceso. c) H 2 S limitante / Bi (NO 3 ) 3 exceso. d) H 2 O limitante / Fe exceso. 17-a) Propano: 1,36 moles de CO 2 y 30,46 litros de CO 2 // Oxigeno: 1,194 mol CO 2 y 14 litros CO 2 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

b) 1,36 moles de CO 2 y 2,5 mol de CO 2 c) Propano: 10 mol O 2 6 moles CO 2 y 8 moles agua // Oxigeno: 2,8 mol de Propano, 8,4 mol CO 2 11,2 mol de agua. 18-a) El reactivo limitante es el Aluminio 5

5

5

5

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5

5

5

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5

b) Rendimiento Teórico: 39,51 c) Rendimiento Porcentual 81,48% 19-a) El Reactivo limitante es el eteno b) tendimiento Teorico: 131,42 c) . Rendimiento Porcentual: 95,4% 5

5


318


317

CAPITULO 10 Ejercicio A: 1- Elemento

dŝƉŽĚĞſǆŝĚŽ (básico/ácido)

Fórmula ĚĞůſǆŝĚŽ

Nomenclatura por atomicidad

Mg (II)

Básico

MgO

Ag (I) Wď;/sͿ

Básico Básico

Ag 2 O Pb 2 O

Monóxido de magnesio Oxido de diplata

Br (I)

Acido

Br 2 O

Cl (III)

Acido

Cl 2 O 3

Zn (II) Fe (III)

Básico Básico

ZnO Fe 2 O 3

Cu (II)

Básico

CuO

/;s//Ϳ

Acido

I2O7

ƌ;sͿ

Acido

Br 2 O 5

^;s/Ϳ

Acido

SO 3

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5

5

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5

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5

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5

5

Nomenclatura de numerales de stock Oxido de Magnesio (II) Oxido de plata (I)

Nomenclatura tradicional Oxido de Magnesio Oxido de plata

Oxido de diplomo Oxido de dibromo Trióxido de dicloro Óxido de cinc

Oxido de plomo (IV) Oxido de Bromo (I) Oxido de Cloro (III)

Oxido plúmbico

Óxido de cinc (II)

Oxido de cinc

Trióxido de dihierro Oxido de cobre

Óxido de Hierro (III) Oxido de Cobre (II) Oxido de yodo (VII) Oxido de Bromo (V) Óxido de Azufre (VI)

Oxido férrico

Heptóxido de diyodo Heptóxido de dibromo Dióxido de azufre.

Oxido hipobromoso Oxido cloroso

Oxido cúprico Oxido peryodico Oxido brómico Oxido sulfúrico

2-

MǆŝĚŽŚŝƉŽŝŽĚŽƐŽ

O 2 + I 2 їK/ 2

MǆŝĚŽĚĞĐĂĚŵŝŽ

O 2 нĚїKĚ

MǆŝĚŽĨŽƐĨŽƌŽƐŽ

O 2 нWїK 3 P 2

DŽŶſǆŝĚŽĚĞĚŝůŝƚŝŽ

O 2 н>ŝїK>ŝ 2

MǆŝĚŽƉŽƚĄƐŝĐŽ

O 2 н<їK< 2

MǆŝĚŽĚĞĞƐƚĂŹŽ;/sͿ

O 2 н^ŶїK 2 Sn

ŝſǆŝĚŽĚĞĐĂƌďŽŶŽ

O 2 нїK 2

MǆŝĚŽĚĞƉůŽŵŽ;//Ϳ

O 2 нWďїKWď

,ĞƉƚſǆŝĚŽĚĞĚŝďƌŽŵŽ

O 2 нƌїK 7 Br 2

MǆŝĚŽĚĞĐƌŽŵŽ;s/Ϳ

O 2 нƌїK 3 Cr

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3-

MǆŝĚŽ Au 2 O 3 P2O5 NiO Hg 2 O 5

5

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5

5

5

5

Clasificación (Ácido /Básico) Básico Acido Básico Básico


sĂůĞŶĐŝĂĚĞů no metal /metal 3 5 2 1

318

Nombre (nomenclatura tradicional) Oxido Áurico Oxido fosfórico Oxido Niqueloso Oxido mercurioso


319

BaO Bi 2 O 3 Bi 2 O 5 Sb 2 O 3 As 2 O 5 SO 3 SrO CoO CaO Co 2 O 3 SeO 2 5

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Básico Básico Básico Básico Acido Acido Básico Básico Básico Básico Acido

2 3 5 3 5 6 2 2 2 3 4

Oxido de Bario Oxido Bismutoso Oxido bismutico Oxido antimonioso Oxido arseñoso Oxido sulfúrico Oxido de estroncio Oxido Cobaltoso Oxido de Calcio Oxido Cobaltico Oxido selenioso

4-

Catión Mg (II) Ag (I) Wď;/sͿ Zn (II) Fe (III) Cu (I) Au (III) Li (I) ^Ŷ;/sͿ Ba (II) Ni (III)

&ſƌŵƵůĂĚĞůŚŝĚƌſǆŝĚŽ Mg (OH) 2 Ag (OH) Pb (OH) 4 Zn (OH) 2 FE (OH) 3 Cu (OH) Au (OH) 3 LI (OH) SN (OH) 4 Ba (OH) 2 Ni (OH) 3

Nomenclatura HIDROXIDO DE MAGNESIO HIDROXIDO DE PLATA HIDROXIDO PLUMBICO HIDROXIDO DE ZINC HIDROXIDO FERRICO HIDROXIDO CUPROSO HIDROXIDO AURICO HIDROXIDO DE LITIO HIDROXIDO ESTAÑICO HIDROXIDO DE BARIO HIDROXIDO NIQUELICO

5

5

5

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5

5

5

5

5-

,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞƉŽƚĂƐŝŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĐĄůĐŝĐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĨĞƌƌŽƐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞƐŽĚŝŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞǌŝŶĐ ,ŝĚƌſǆŝĚŽĐƷƉƌŝĐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽŶŝƋƵĞůŽƐŽ ,ŝĚƌſǆŝĚŽcobáltico ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞ magnesio

K + H 2 Kї<;K,Ϳ Ca + H 2 KїĂ;K,Ϳ 2 Fe + H 2 Kї&Ğ;K,Ϳ 2 Na + H 2 KїEĂ;K,Ϳ Zn + H 2 KїŶ;K,Ϳ 2 Cu + H 2 KїƵ;K,Ϳ 2 Ni +H 2 KїEŝ;K,Ϳ 2 Co + H 2 KїŽ;K,Ϳ 3 Mg +H 2 ϬїDŐ;K,Ϳ 2 5

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6-

Elemento

Fórmula del ácido


Nomenclatura IUPAC

;/sͿ

H 2 CO 3

Ácido Carbónico

Trioxocarbonato de Hidrogeno

Cl (I)

HClO

Acido hipocloroso

Monoxoclorato de Hidrogeno

Br (III)

HBrO 2

Acido Bromoso

Dioxobromato de hidrogeno

5

5

5

5


320


319

/;sͿ

HIO 3

Ácido Yódico

Trioxoyodato de hidrogeno

ƌ;s//Ϳ

HBrO 4

Ácido Perbrómico

Tetraoxobromato de hidrogeno

N (III)

HNO 2

Acido nitroso

Dioxonitrato de hidrogeno

^;/sͿ

H 2 SO 3

Acido Sulfuroso

Trioxosulfato de hidrogeno

E;sͿ

HNO 3

Ácido Sulfúrico

Trioxonitrato de hidrogeno

5

5

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5

5

5

7-

SO 3 + H 2 Kї, 2 SO 4 N 2 O 5 + H 2 Kї,EK 3 CrO 3 + H 2 Kї, 2 CrO 4 Br 2 O 5 + H 2 KїHBrO 3 Cl 2 O + H 2 Kї,ůK P 2 O 5 + 3 H 2 Kї, 3 PO 4 P 2 O 5 + 2 H 2 Kї, 4 P 2 O 7 CO 2 + H 2 Kї, 2 CO 3 N 2 O 3 + H 2 Kї,EK 2

Ácido sulfúrico Ácido nítrico Ácido percrómico Ácido brómico Ácido hipocloroso Ácido ortofosfórico Ácido piro fosfórico Ácido carbónico Ácido nitroso

5

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5

5

5

5

5

8Clasificación (Metálico / No metálico)

sĂůĞŶĐŝĂĚĞů no metal / metal


Metálico

+1

Hidruro de Litio

CoH 3

Metálico

+3

Hidruro de Cobalto

AlH 3

Metálico

+3

Hidruro de Aluminio

No Metálico

-1

Ioduro de Hidrogeno

Metálico

+2

Hidruro de Telurio

HCl

No Metálico

-1

Cloruro de Hidrogeno

H2S

No Metálico

-2

Sulfuro de Hidrogeno

Hidruro

LiH 5

5

HI TeH 2 5

5

5

9-

Hidruro de calcio

H 2 нĂїĂ, 2

Hidruro de magnesio

H 2 нDŐїDŐ, 2

Hidruro de hierro(II)

H 2 н&Ğї&Ğ, 2

Hidruro de níquel (III)

3 H 2 нϮEŝїϮEŝ, 3

Sulfuro de hidrógeno

H 2 н^ї^, 2

Yoduro de hidrógeno

H 2 нϮ/їϮ/,


5

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5

5

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5

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320


321

10-

Ácido fluorhídrico

F 2 + H 2 їϮ,&

Ácido telurhídrico

Te + H 2 їdĞ, 2

Acido bromhídrico

Br 2 + H 2 ї,ƌ

Ácido clorhídrico

Cl 2 + H 2 ї,ů

Ácido sulfhídrico

S 2 + H 2 ї, 2 S

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5

5

5

11-

Sal KNO 2 BaCO 3 Na 4 PbO 4 Cu 3 (PO 3 ) 2 AgCl CaCO 3 Sr(BO 2 ) 2 Li 2 SO 4 CdSnO 3 NiBr 2 FeSO 3 Cr(ClO) 3 Au(ClO 4 ) 3 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

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dŝƉŽ;KǆŽƐĂůͬ haloidea) Oxosal Oxosal Oxosal Oxosal Haloidea Oxosal Oxosal Oxosal Oxosal Haloidea Oxosal Oxosal Oxosal

Nomenclatura tradicional Nitrito de Potasio Carbonato de Bario Plumbato de Sodio Fosfato de Cobre Cloruro de Plata Carbonato de Calcio Borato de Estroncio Sulfato de Litio Estañato de Cadmio Bromuro Niqueloso Sulfito Ferroso Clorato Cromoso Perclorato Áurico

Nomenclatura IUPAC $IOXONITRATO))) DE0OTASIO

Trioxocarbonato de Bario Tetraoxosoplumbato de Sodio Bis-Trioxofosfato de cobre (II) Monocloruro de Plata Trioxocarbonato de Calcio Bis-Dioxoborato de Estroncio Tetraoxosulfato de Litio Trioxoestañato de Cadmio Dibromuro de Níquel (II) Trioxosulfito de Hierro(II) Tris-Oxoclorato de Cromo (II) Tris-Tetraoxoclorato de Oro (III)

12-

Sr(OH) 2 + H 2 SO 4 ї^ƌ^K 4 + H 2 O Fe(OH) 3 н,ƌї&Ğƌ 3 + H 2 O Zn(OH) 2 + HSbO 2 їŶ;^ďK 2 ) 2 + H 2 O Pb(OH) 2 + H 4 P 2 O 4 їWď 2 P 2 O 4 + H 2 O Pb(OH) 2 + H 4 Sb 2 O 4 їWďW 2 O 4 + H 2 O Sn(OH) 2 + TeH 6 ї^Ŷ 3 Te + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 CO 3 їĂŽ 3 + H 2 O Cu(OH) 2 + H 3 PO 4 їƵ 2 (PO 4 ) 2 + H 2 O K(OH) + HMnO 4 їŝ 2 SO 4 + H 2 O Na(OH) + H 2 PbO 2 їEĂ 2 PbO 2 + H 2 O

Sulfato de estroncio ƌŽŵƵƌŽĨĠƌƌŝĐŽ Metaantimonito de cinc Pirofosfato plumboso Piroantimonito plúmbico Telurito estañoso Carbonato de calcio Ortofosfito cúprico Permanganato de potasio &ůŽƵƌƵƌŽĂƌŐĠŶƚŝĐŽ Carbonato de bario Sulfato de litio Plumbito de sodio


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Sr(OH) 2 + HBO 2 ї^ƌ;K 2 ) 2 + H 2 O Fe(OH) 3 + H 2 CO 3 ї&Ğ 2 (CO 3 ) 3 + H 2 O Co(OH) 3 + H 2 SnO 2 їŽ 2 (SnO 2 ) 3 + H 2 O Co (OH) 2 + HNO 3 їŽ;EK 3 ) 2 + H 2 O Mg(OH) 2 + HClO 4 їDŐ;ůK 4 ) 2 + H 2 O Sn (OH) 4 + HBrO 3 ї^Ŷ;ƌK 3 ) 4 + H 2 º Pb(OH) 2 + HIO 3 їWď;/K 3 ) 2 + H 2 O Al(OH) 3 н,ůKїů;ůKͿ 3 + H 2 O

Metaborato de estroncio ĂƌďŽŶĂƚŽĨĠƌƌŝĐŽ Estañito cobáltico Nitrato cobaltoso WĞƌĐůŽƌĂƚŽŵĂŐŶĠƐŝĐŽ Bromito estánico Iodato plumboso Hipoclorito aluminico

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Nombre Sulfato de cobre (II) ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞĂŵŽŶŝŽ Carbonato de mercurio (I) dƌŝǇŽĚƵƌŽĚĞfósforo Ácido hipocloroso ,ĞƉƚſǆŝĚŽĚĞĚŝĐůŽƌŽ Yoduro de magnesio Ácido sulfuroso Manganato de potasio Cromato de plomo (II) Fosfato de hierro (II) WĞŶƚſǆŝĚŽĚĞĚŝŶŝƚƌſŐĞŶŽ Hipoclorito de sodio Dicromato de sodio MǆŝĚŽĚĞďŝƐŵƵƚŽ;///Ϳ Ácido Carbónico MǆŝĚŽĚĞƉůĂƚĂ;/Ϳ Fluoruro de estaño (II) DŽŶſǆŝĚŽĚĞĐĂƌďŽŶŽ Ácido fosfórico Ácido sulfhídrico ,ŝĚƌſǆŝĚŽĚĞƉŽƚĂƐŝŽ Sulfato de zinc dƌŝſǆŝĚŽĚĞĂǌƵĨƌĞ MǆŝĚŽĚĞ zinc Fluoruro estañoso

Fórmula CuSO 4 NH 4 (OH) Hg 2 CO 3 PI 3 HClO Cl 2 O 7 MgI 2 H 2 SO 3 K 2 MnO 4 PbCrO FePO 4 N2O5 NaClO Na 2 Cr 2 O 7 Bi 2 O 3 H 2 CO 3 Ag 2 O SnF 2 CO H 3 PO 4 H2S K(OH) ZnSO 4 SO 3 ZnO SnF 2 5

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Tipo de compuesto Oxosal Hidróxido Oxosal Sal Haloidea Oxácido Oxido Acido Sal Haloidea Oxácido Oxosal Oxosal Oxosal Oxido Acido Oxosal Oxosal Oxido Básico Oxácido Oxido Básico Sal Haloidea Oxido Acido Oxácido Hidruro no Metálico Hidróxido Oxosal Oxido Acido Oxido Básico Sal Haloidea

14a) 3 O 2 + 2 N 2 їϮE 2 O 3 b) 1.005 mol de Oxigeno c) 3, 16 gramos de óxido nitroso d) 12,04 . 10 23 moléculas de N 2 5

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a) H 2 SO 4 нϮEĂ;K,ͿїEĂ 2 SO 4 + 2 H 2 O b) 2,04 moles de H 2 O c) 0,3 moles de Na 2 SO 4 5

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16Reacción: Cl 2 + H 2 їϮ,ů Se necesitan: 10,27 gramos de Hidrogeno Gaseoso; 364,72 gramos de cloro. Los moles de cloro necesarios son 5,13. Se producirán 44,8 litros de cloruro de hidrógeno. 17a) Ca (OH)2 b) 4,5 moles de hidróxido de calcio. c) 1,12 moles de ácido carbónico. d) 3,1 moles de agua. e) 51,2 gramos de carbonato de calcio. f) 1,33 x 10 24 moléculas de acido carbónico. 5

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18Reacción: 2 HCl + Ca (OH) 2 їĂů 2 + 2 H 2 O a) La cantidad máxima de Ca (OH) 2 , es de 31,08 gramos. b) La cantidad máxima de agua es 15,12 gramos. c) La cantidad máxima de CaCl 2 que se forma es 46,62 gramos d) La cantidad de partículas de HCl, 5,05 .10 23 5

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19a) El reactivo limitante es el ácido nítrico. b) 2,59 gramos de sal. c) 77,22% 20- Reacción: S + H 2 ї, 2 S a) Reactivo limitante es el Hidrogeno b) Rendimiento: es de 34 gramos de sulfuro de Hidrogeno c) Rendimiento porcentual: 1,97% 5

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CAPITULO 11

1- 2- 3- 4-

Ejercicios A: a) 20%m/m B) 10,7 %m/m 240 g de solución 3, 32 gramos 11,64 gramos


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5- 22%m/v 6- 25% v/v 7- a) 4 M b) 3.84 M c) 0,33mol d) 1,80M 8- a) 40 mol b) 0,07 mol 9- a) 877,5 gramos b) 476,28 gramos 10-a) 1679,68 ml solución b) 1046,87 ml de solución 11-a) 1,6 M b) 4,62 M 12-a) 20 ml b) 138,88 ml 13-a) 46,87 M b) 37,85 M 14-a) 4,37 m b) 10 m Ejercicios B: 15-Ya que el benceno y el fenol son de naturaleza similar, las dos poseen enlace covalente en sus moléculas y son consideradas no polares, el cloruro de sodio por el contrario, posee enlace iónico y es una molecular. Teniendo en cuenta la regla de “semejante disuelve a semejante”, y ya que estas dos sustancias no son químicamente similares no se disuelven una en la otra. 16-Un aumento en la presión aumenta la solubilidad de los gases en líquidos. La solubilidad de un gas en líquido es directamente proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la solución. La presión tiene poco efecto sobre la solubilidad de los sólidos en líquidos. 17-Ya que la Coca Cola es una gaseosa (gas en líquido) y el aumento de temperatura disminuye la solubilidad del gas, por ende si dejo aumentar la temperatura de la gaseosa se escapara todo el gas. El café o el té al no tener gas no influye demasiado la temperatura. 18-La cuchara de azúcar se disuelve más rápidamente en el café caliente, ya que el aumento de la temperatura aumenta la solubilidad de los sólidos en líquidos. 19-Porque ha llegado al equilibrio de solubilidad. De todos modos estas soluciones sobresaturadas son muy inestables frente a cualquier factor externo. 20-Ya que menor tamaño de partícula, mayor es la velocidad de disolución ya que tiene mayor superficie expuesta del soluto hacia el solvente. 21-126 gramos de soluto 22-114,24 gramos Ejercicios C: 23-50,8 g/mol 24-64 g/mol 25-Punto de solidificación: -1,09°C // Punto de Ebullición: 100,30°C 26-La glicerina ya que es un producto de desecho de la preparación del jabón (proceso de saponificación) 27-12°C 28-106 g/mol 29-Kf = 5,08 30-11,2 atm 31-0,81 atm


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32-0,043 g/l de Oxigeno // 0,015 g/l de Nitrógeno 33-18 ml /l

CAPITULO 12 Ejercicio A: 1- A, B, D 2- B 3- C 4- C 5- A 6- A,B,C 7- A 8- C 9- B 10-C Ejercicio B: 1- Cambio de fase: es un cambio molecular, que se da en una determinada sustancia al aumentar/ disminuir la temperatura o la presión. Los cambios que pueden ocurrir son: - De solido a liquido: Fusión - De Liquido a Solido: Solidificación - De líquido a vapor: vaporización - De Vapor a liquido: Condensación - De solido a vapor: sublimación - De vapor a solido: sublimación inversa. 2- Entalpia de vaporización: Es una medida de la energía potencial de atracción entre las moléculas del líquido al vapor.

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Entalpia de Fusión: es una medida de calor absorbido cuando una sustancia pasa de solido a líquido. Entalpia de sublimación: es igual a la suma de la entalpia de fusión más la entalpia de vaporización. Cuanto mayor es el punto de ebullición (más energía tengo que entregar al sistema) las fuerzas intermoleculares son mayores o se trata de compuestos iónicos. La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura. En el punto de ebullición se forman burbujas dentro del líquido, cuando se forma una burbuja el líquido que originalmente ocupaba ese espacio es empujado hacia los lados, obligando a que aumente el nivel del líquido del recipiente. Porque el punto de ebullición depende de la presión externa, al dejar la presión contante absorbe toda la temperatura que el sistema es capaz de soportar y ahí en adelante se mantiene constante a pesar de que se le siga entregando energía en forma de calor. Es una temperatura por arriba de la cual la fase gaseosa no se puede licuar, independientemente de la presión que se le aplique.


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Lo afecta ya que un gas se puede licuar enfriándolo para disminuir la energía cinética de las moléculas. Ejercicio C: 1- 47,03 kj/mol 2- a) La sustancia pasa el estado B b) La sustancia pasa al estado A c) La sustancia pasa al estado C 3- a) hay dos puntos triples en este sistema. En el primero coexisten: Vapor/Grafito/Liquido. En el segundo: Grafito/ Liquido/ Diamante. b) La densidad es una medida de la relación entre la masa y el volumen. La densidad es mayor para materiales que tienen una mayor masa por volumen del espacio que ocupan. Las densidades del diamante y el grafito, dos formas de carbono, difieren por la disposición estructural de sus átomos. Los átomos de carbono en los diamantes están más cerca entre sí que los átomos de grafito, lo que da una mayor densidad del diamante. c) Lo obtendría aumentando la presión a temperatura constante. 4- ϴϯϮ͕ϵϵ<: 5- ϭϭ͕ϴϮ<: 6- ϵ͕ϭϯ<:

CAPITULO 13 Ejercicio A:

1- 1- Se deben encontrar, es decir, tienen que chocar. 2- Deben acercarse con la posición adecuada 3- La colisión debe aportar una energía mínima para que la reacción se produzca: energía de activación. 2- Llamamos energía de activación a la energía cinética mínima (de colisión) que las moléculas deben tener para reaccionar se llama energía de activación. 3- Las reacciones se llevan a cabo con más rapidez cuando las temperaturas son altas. Una reducción de temperatura, por lo general, también reduce la velocidad de reacción. En conclusión, la velocidad de reacción aumenta al doble cuando la temperatura aumenta 10ºC. El aumento de la velocidad de reacción se explica en términos de la teoría cinética molecular, la cual afirma que las moléculas se desplazan a mayor rapidez a temperaturas altas. Cuando las moléculas se desplazan más rápidamente, chocan con más frecuencia y tienen más energía. 4- Influye en que cuantas más moléculas reaccionantes hay en un volumen específico de líquido o gas, más colisiones ocurren por unidad de tiempo. Si la temperatura es constante, la velocidad de reacción se relaciona cuantitativamente con las cantidades de sustancias reaccionantes.


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5- Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin ser consumida en la reacción. En general los catalizadores actúan reduciendo la energía de activación necesaria para que la reacción se lleve a cabo. 6- Los inhibidores son moléculas que regulan la actividad catalítica inhibiendo su actividad. Un inhibidor produce una inhibición irreversible cuando se unen al catalizador sin posibilidad de revertir la reacción. Las inhibiciones son reversibles cuando el inhibidor se une en forma reversible al catalizador. Pueden clasificarse en: inhibición competitiva, inhibición acompetitva, inhibición no competitiva. 7- Un área superficial mayor permite aumentar la frecuencia de colisión y el resultado es una velocidad de reacción más grande. 8- Las velocidades de reacción directa son iguales a las velocidades de reacción inversas durante el equilibrio dinámico. 9- Principio de Le Chatelier: Si se aplica una perturbación (como un cambio de concentración, presión o temperatura) a un sistema en equilibrio, el sistema se desplaza en el sentido que alivia la perturbación. 10-La ĞǆƉƌĞƐŝſŶĚĞůĂĐŽŶƐƚĂŶƚĞĚĞĞƋƵŝůŝďƌŝŽĞƐ: donde Las letras ĞŶƚƌĞĐŽƌĐŚĞƚĞƐ΀΁ƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂŶůĂƐĐŽŶĐĞŶƚƌĂĐŝŽŶĞƐĚĞůŽƐƌĞĂĐƚŝǀŽƐǇůŽƐ productos gaseosos en equilibrio en moles por litro. Las letras a, b, c y d representan los coeficientes de cada producto o reactivo en la reacción química y aparecen como potencias en la expresión de la constante de equilibrio. 11-Un ĞƋƵŝůŝďƌŝŽ ĞƐ ŚŽŵŽŐĠŶĞŽ cuando todas las especies involucradas en la reacción se encuentran en la misma fase, en cambio, una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases conduce a un ĞƋƵŝůŝďƌŝŽŚĞƚĞƌŽŐĠŶĞŽ͘ 12- *Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada (en solución) se expresan en mol/litro; en la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en mol/litro o en atmósferas. La expresión de Kc se relaciona con Kp a través de una ecuación deducida a partir de la ecuación de los gases ideales. *Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen en las expresiones de las constantes de equilibrio. *Al señalar un valor para la constante de equilibrio, es necesario especificar la ecuación balanceada y la temperatura. Ejercicios B: 13-El efecto que tendría un reducción de la temperatura sobe la velocidad de una reacción química seria hacerla más lenta. 14-Ya que el gran descenso de temperatura, a temperaturas bajo cero, disminuye hasta casi detener los procesos biológicos que en definitiva son reacciones químicas catalizadas por encimas, al detenerlos se prolonga el tiempo de conserva. 15-Solo podría aplicarse el ejemplo cuando la cantidad de personas que suben y bajan sean iguales independientemente de la cantidad de gente que haya en cada piso.


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16- a) Fusión y congelación del agua. Equilibrio Físico dinámico b) Disolución y cristalización de cloruro de sodio Equilibrio Químico dinámico c) Conversión de la concentración N 2 (g) y O 2 (g) en óxidos de nitrógeno en un motor de automóvil y descomposición de los óxidos de nitrógeno por obra de un convertidor catalítico. Equilibrio químico dinámico 17-la concentración de oxígeno y monóxido de carbono van a disminuir y la concentración de dióxido de carbono va a aumentar, hasta que se llegue al estado de equilibrio. 18-a) Va a desplazar el equilibrio hacia los productos. b) Va a desplazar el equilibrio hacia los reactivos. c) Va a desplazar el equilibrio hacia los reactivos. 19-a) El equilibrio se desplaza hacia los productos favoreciendo la producción de más cantidad de amoniaco. b) El equilibrio se desplaza hacia los productos hasta que se consuma todo el hidrogeno. c) La extracción de energía no produce cambios en esta reacción. d) La adición del catalizador hora más rápida la obtención de amoniaco. 20-a) El equilibrio se desplaza hacia los productos favoreciendo la producción de más cantidad de metanol. b) El aumento de la presión en los reactivos favorece la reacción entre ellos y por ende la obtención del producto. En cambio si aumento la reacción en los productos la reacción será más lenta. c) Se produce menos cantidad de metanol d) Acelera la velocidad de la producción de metanol. 21-a) Favorece la Producción de reactivos. b) Al aumentar la presión el agua en estado vapor se vuelve liquida y la reacción no se produce, pudiendo no obtenerse el producto. c) desplaza el equilibrio hacia los productos favoreciendo la formación de más monóxido de carbono y más Hidrogeno d) Acelera la producción de reactivos. 5


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TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO


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NORMAS GENERALES DE TRABAJO EN LABORATORIO I. ORGANIZACIÓN DEL TRABAJO Cuando se trabaja en el laboratorio se utilizan sustancias, aparatos, organismos; se aplican técnicas y procedimientos para obtener resultados que luego sirven para elaborar las conclusiones de los experimentos. Para que los trabajos sean efectivos deben planificarse, conocer para qué se hacen y tener en cuenta ciertas condiciones de seguridad. Con la práctica se van adquiriendo destrezas y habilidades que son propias de la metodología científica (observar, registrar datos, comparar, describir, hacer predicciones, diseñar y ejecutar experimentos, analizar resultados, etc.) En cualquier actividad que se vaya a realizar dentro del laboratorio se deben tener en cuenta las siguientes sugerencias y reglas de conducta para organizar, ordenar el trabajo y lograr la seguridad de todos los participantes. El cumplimiento de estas normas se tendrá en cuenta para la evaluación de seguimiento grupal e individual. Recomendaciones generales: 9 Formar grupos para la realización de Trabajos Prácticos. Los integrantes no deben variar de un T.P. a otro. 9 Utilizar guardapolvo, el cabello recogido y los puños abotonados. 9 Antes de comenzar se debe ůĞĞƌĐƵŝĚĂĚŽƐĂǇĂƚĞŶƚĂŵĞŶƚĞůŽƐƉƌŽĐĞĚŝŵŝĞŶƚŽƐ a seguir y la lista de materiales que figuren en la Guía correspondiente. 9 Ordenar los elementos a utilizar sobre la mesada, limpios y en buen estado. No ocupar la mesada con otros elementos que no sean los utilizados dentro del trabajo práctico. 9 Los recipientes de vidrio deben enjuagarse con agua destilada antes de usarlos. Deben estar libres de grasa para que el agua moje las superficies. Los recipientes deben secarse exteriormente con una tela limpia que no deje pelusa. 9 Cualquier recipiente que contenga soluciones o sólidos debe estar rotulado o numerado. 9 Nunca deben introducirse pipetas ni varillas de vidrio dentro de los frascos de reactivos; en lugar de ello conviene verter una pequeña cantidad de reactivo en un vaso de precipitados o vidrio reloj limpio y seco y de allí tomar las cantidades necesarias. 9 Tener un cuaderno o libreta de registro por grupo, donde se anotarán (en detalle) todas las observaciones y pasos realizados en los experimentos, para luego elaborar los Informes. 9 Al finalizar la tarea, ĞůůƵŐĂƌĚĞƚƌĂďĂũŽĚĞďĞƋƵĞĚĂƌůŝŵƉŝŽǇŽƌĚĞŶĂĚŽ. Cada grupo deberá tener un los elementos adecuados para limpiar derrames de sustancias.


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II. SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Cuando se trabaja en un laboratorio existe el peligro de un ACCIDENTE, en virtud de las sustancias y elementos que se utilizan, y la posibilidad de cometer algún error al realizar un experimento.

SUSTANCIA PELIGROSA + ERROR HUMANO = ACCIDENTE Por eso, cuando se trabaja en el laboratorio, deben tenerse presente una serie de reglas o consejos que disminuyen y en algunos casos logran evitar los accidentes. Es conveniente no olvidar estas REGLAS / CONSEJOS: 1) Siga atentamente las indicaciones del encargado del práctico, sobre todo en lo referente a la manipulación de productos químicos y al manejo de llaves de agua, gas, mecheros, electricidad, etc. 2) No está permitido que el alumno trabaje solo en el laboratorio ni fuera de la hora del práctico, salvo que lo indique el profesor. 3) No jugar con los materiales, evitar los movimientos bruscos, correr o molestar a otros grupos. 4) s/d>KEddK/ZdKKEh>Yh/ZZd/sK(ŶŽŽůĞƌ͕ŶŽĂĐĞƌĐĂƌĂůĂ boca ni a ůŽƐŽũŽƐ͕ĞƚĐ͘) 5) Lea 2 veces el rótulo de la botella cuando vaya a usar un producto químico. Usar el reactivo equivocado puede ocasionar un accidente o producir resultados “inexplicables” en un experimento. Tenga presente que la mayoría de los reactivos son tóxicos y/o pueden producir lesiones severas (quemaduras, irritación, etc.) 6) Mantenga limpia la mesada en la que trabaja. Limpie el material de vidrio, salpicaduras, etc. INMEDIATAMENTE. 7) NO PIERDA TIEMPO. Conozca la técnica y sus fundamentos. Sepa que va a hacer. Trate de entender el experimento y PIENSE mientras trabaja. 8) Está terminantemente WZK,//K ƌĞĂůŝǌĂƌ ǀĂƌŝĂĐŝŽŶĞƐ ĚĞ ůĂ ƚĠĐŶŝĐĂ (excepto aquellas indicadas por el encargado del práctico) y/o experimentos no programados como parte del trabajo práctico. 9) EK&hD͕EKKDKen el laboratorio. (Reactivos tóxicos pueden llegar a su boca o pulmones a través de la contaminación accidental de sus manos). 10) No devuelva al frasco original restos de material no utilizado ya que puede contaminar el contenido.


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11) No coloque cerca de la llama sustancias inflamables o volátiles. Los frascos deben estar bien tapados y en lugar seguro. 12) No tocar el material de vidrio recientemente calentado ya que demora en enfriarse. 13) Al armar un aparato, asegúrese que esté bien sujeto y seguro, especialmente si es de vidrio. 14) Al calentar sustancias dentro de un tubo de ensayo, no dirija la boca del mismo hacia ningún compañero, puede haber salpicaduras. 15) Cuando vierta un líquido sobre otro, ĚĞďĞŚĂĐĞƌƐĞůĞŶƚĂŵĞŶƚĞǇƉŽƌĞůďŽƌĚĞĚĞů recipiente para no salpicar (los ácidos e hidróxidos se agregan sobre el agua y no al revés: “no darle de beber a un ácido”) 16) Si ocurre un accidente en el laboratorio, por pequeño que parezca, comuníquelo al encargado del práctico. 17) ^/^ZZDhEZd/sK: a. Alerte a sus compañeros y al encargado del laboratorio. b. Limpie inmediatamente siguiendo las instrucciones del encargado del práctico. 18) SI TIENE CONTACTO DIRECTO CON UN Zd/sK: a. Lave las manos y cara INMEDIATAMENTE con abundante agua. b. Si parte de su cuerpo tuvo contacto con el reactivo es IMPORTANTE ACTUAR INMEDIATAMENTE. Quítese la ropa contaminada y lave la zona afectada con abundante agua, por lo menos durante 15 min. 19) Usted estará más seguro al trabajar en el laboratorio si: a. Usa un guardapolvo blanco b. Usa zapatos cerrados (evite sandalias) c. Usa el cabello recogido 20) Lávese las manos antes y después de haber trabajado en el laboratorio. 21) Antes ĚĞ ƚƌĂďĂũĂƌ ĐŽŶ ƵŶ ƉƌŽĚƵĐƚŽ ƋƵşŵŝĐŽ͕ ĂǀĞƌŝŐƺĞ ƐƵƐ ƉƌŽƉŝĞĚĂĚĞƐ ĨşƐŝĐĂƐ, químicas y su toxicidad.

ANTE CUALQUIER DUDA CONSULTE AL PROFESOR O JEFE DE PRÁCTICO. MUCHOS /Ed^ KhZZE͕ DEhK͕ WKZ dZ:Z WhZK͕ EK ^'h/Z >^ /E//KE^͕^dZ/STRAÍDO O JUGAR MIENTRAS SE REALIZA EL PRÁCTICO.


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III. PICTOGRAMAS Algunos reactivos están rotulados de manera tal de permitir la identificación rápida de riesgos involucrados en su manipuleo. La ausencia de tales indicaciones NO debe ser considerada como indicación de que el manipuleo del reactivo no implica riesgos. Los pictogramas están basados en estándares ampliamente aceptados y significan lo siguiente:


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/s͘ >'hE^/E//KE^^KZWZ/DZK^hy/>/K^ En los laboratorios se suelen producir pequeños accidentes (incidentes) que en la mayoría de los casos no son graves. La primera actuación en caso de accidente será el requerimiento urgente de atención médica. Es importante comunicar al médico todos los deƚĂůůĞƐĚĞůĂĐĐŝĚĞŶƚĞǇŵŽƐƚƌĂƌůĞ͕ƐŝĞŵƉƌĞƋƵĞƐĞĂƉŽƐŝďůĞ͕ůĂĞƚŝƋƵĞƚĂĚĞů producto que lo ha causado. Sólo en caso en que la asistencia del facultativo no sea inmediata podrán seguirse las instrucciones que, en concepto de primeros auxilios, se describen a continuación, con la ayuda de los propios reactivos de laboratorio. Sin embargo es necesario recurrir al médico en cuanto sea posible. Mostramos algunos remedios previstos para los accidentes que se producen en los laboratorios industriales, pero que alguna vez pueden suceder en nuestros laboratorios de prácticas 1. HERIDAS: Desinfectar con agua oxigenada, tintura de yodo. Luego colocar una gasa de modo que se mantengan unidos los bordes de la herida y vendar. Las heridas en manos, brazos y piernas que produzcan hemorragia abundante, requieren una comprensión fuerte para suprimirla. Si la sangre es de color rojo púrpura y fluye con intermitencia, hacer una ligadura fuerte a unos 10 cm de la articulación correspondiente por encima de la herida. La comprensión se efectúa con un tubo de goma que se aprieta lo suficiente como para que la hemorragia cese. No se debe mantener más de 10 min. Pasado ese tiempo se desliga, se deja fluir sangre y se vuelve a hacer la compresión. 2. QUEMADURAS: a) Quemaduras por fuego u objetos calientes: Cubrir la parte afectada con una solución de ácido pícrico al 1% (también puede ser tanino al 5% o linimento óleo calcáreo) o pomadas para las quemaduras y luego vendarla sin apretar. b) YƵĞŵĂĚƵƌĂƐ ƉƌŽĚƵĐŝĚĂƐ ƉŽƌ ĄĐŝĚŽƐ͕ ďƌŽŵŽ͕ ĨſƐĨŽƌŽ͕ ĞƚĐ͗͘ Lavar con abundante agua y luego con solución de bicarbonato de sodio al 5%. Colocar una pomada para quemaduras y vendar. c) Quemaduras producidas por álcalis o bases: Lavar a fondo con abundante agua y luego con solución de ácido acético al 5%. Colocar pomada y vendar. También puede lavarse con solución concentrada de ácido bórico. d) YƵĞŵĂĚƵƌĂƐǇƐĂůƉŝĐĂĚƵƌĂƐĞŶůŽƐŽũŽƐ͗ I. BASES: Lavar con mucho agua, luego con solución de ácido bórico al 2%. Colocar un colirio calmante. II. ÁCIDOS: Lavar con mucho agua, luego con solución de bicarbonato de sodio al 2%. Colocar un colirio calmante. ϯ͘ K>W^K͕ ^&/y/ z ,KYh >dZ/K͗ Respiración artificial, masajes en los miembros hacia el corazón; sales aromáticas, amoniacales, estimulantes (café, coñac, etc.) Aflojar la ropa. Aire puro.


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ϰ͘ /EdKy//KEÊ'EZ>͗ a) Sustancias no corrosivas: Provocar el vómito mecánicamente o con eméticos. Lavado gástrico con permanganato de potasio 1/2000 o tanino. Respiración artificial. Antídoto universal. b) Sustancias corrosivas (álcalis): Acido acético al 1%. Eméticos con precaución. c) Emolientes. Abrigo, café fuerte. d) Sustancias corrosivas (ácidos): Leche de magnesia. Eméticos con precaución, emolientes. Abrigo. Café fuerte. e) DĞƚĂůĞƐ ;Ɛ͕ ^ď͕ Ě͕ ,ŐͿ͗ Eméticos. Té fuerte o 2g de tanino en agua tibia, emoliente. f) Combatir el shock con café, coñac y calor. Purgar. g) Gases inhalados: Aire puro (transportar horizontalmente). Respiración artificial. Bolsas frías y calientes en el pecho alternadamente. Estimulantes cardíacos y respiratorios.

ϱ͘ sEEK^͗ a) DŽŶſǆŝĚŽĚĞĐĂƌďŽŶŽ;KͿ͗Es poco frecuente que se desprenda en el curso de las reacciones químicas. Se produce en reacciones de combustión incompleta. Es inodoro. Los síntomas comienzan con dolor de cabeza, seguido de fatiga y pérdida de conocimiento pudiendo llegar a la muerte por asfixia. Tratamiento: aire puro y/o respiración artificial. b) Sulfuro de hidrógeno (H 2 S): Es un gas sumamente venenoso. Una concentración de éste en el aire de 1/1000 resulta mortal en breve tiempo. Una estancia prolongada en un ambiente con H 2 S da lugar a dolores de cabeza, inflamación de los ojos y trastornos intestinales. Tratamiento: Aire puro y/o respiración artificial. c) AcidŽ ĐŝĂŶŚşĚƌŝĐŽ Ǉ ĐŝĂŶƵƌŽƐ ;,E Ǉ E - ): Es uno de los venenos inorgánicos más peligrosos. Se hacen sentir sus efectos tanto por inhalación como por adsorción (heridas). Sus soluciones no deben aspirarse por medio de pipetas de aspiración bucal. Se debe trabajar bajo campana. El ácido se detecta por su olor a almendras amargas. Tratamiento: En caso de intoxicación leve se debe respirar rápidamente aire fresco y/o nitrito de amilo. d) ŝſǆŝĚŽĚĞŶŝƚƌſŐĞŶŽ;EK 2 ): Se denominan comúnmente vapores nitrosos y se desprenden cuando el ácido nítrico actúa como oxidante. Son vapores de color pardo. Este gas es muy tóxico. Produce irritación de efectos retardados, atacando las vías respiratorias y los alvéolos pulmonares. La intoxicación se manifiesta por una tos irritante, sed y sensación de ahogo. Tratamiento: calor, vapores de amoníaco y reposo. e) Arsenamina (AsH 3 ): Provoca intoxicaciones agudas y de efectos retardados. (Aprox. Una hora). Se debe trabajar bajo campana. Síntomas: dolor de cabeza, palidez, náuseas y diarrea. Tratamiento: Aire fresco e inyección de dimercaptopropanol (BAL). 5

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f) Cloro (Cl 2 ): Actúa sobre el aparato respiratorio. En concentraciones bajas provoca la irritación de las mucosas. Tratamientos: inhalaciones con alcohol y amoníaco diluido. g) sĂƉŽƌĞƐĚĞŵĞrcurio: El mercurio emite vapores a temperatura ambiente que pueden ser adsorbidos por los pulmones e incluso la piel. La respiración prolongada de sus vapores da lugar a una intoxicación crónica (enfermedad profesional) cuyos síntomas son: dolores de cabeza intermitentes, temblor de las manos (temblor mercurial) y desprendimiento de dientes. 5

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ϲ͘ Ed1KdKhE/sZ^>͗ a) Composición: carbón animal activado (dos partes), magnesia calcinada (una parte), acido tánico (tanino) (una parte). b) Dosis: Una cucharadita de té agitada con agua caliente en un pequeño vaso. 7. EMOLIENTES: Clara de huevo batida con agua, pasta de harina, banana pisada, leche, leche con huevos, almidón con agua. 8. EMÉTICOS (vomitivos): a) b) c) d)

Harina de mostaza: Disolver una cucharada de té en 50 mL de agua tibia. dĄƌƚĂƌŽĞŵĠƚŝĐŽ͗Disolver 30 g en medio vaso de agua tibia y beberlo. Sulfato de cobre: Disolver 0,6 g en agua tibia (medio vaso) y beberlo. Sulfato de zinc: Disolver 1g en medio vaso de agua tibia y beberlo.

EKD/E/^dZZEd1KdK^͕EMOLIENTES O EMÉTICOS SIN LA DEBIDA ^hWZs/^/MEWZ^KE>/MEK͘


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EyK͗ ^H>//ME^'hZ/E>dZ:K SEÑALES DE ADVERTENCIA Forma triangular. Pictograma negro sobre fondo amarillo (el amarillo deberá cubrir como mínimo el 50 por 100 de la superficie de la señal), bordes negros. Como excepción, el fondo de la señal sobre "materias nocivas o irritantes" será de color naranja, en lugar de amarillo, para evitar confusiones con las señales similares utilizadas para la regulación del tráfico en carretera.

SEÑALES DE PROHIBICIÓN Forma redonda. Pictograma negro sobre fondo blanco, bordes y banda (transversal descendente de izquierda a derecha atravesando el pictograma a 45º respecto a la horizontal) rojos (el rojo deberá cubrir como mínimo el 35 por 100 de la superficie de la señal).


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SEÑALES DE OBLIGACIÓN Forma redonda. Pictograma blanco sobre fondo azul (el azul deberá cubrir como mínimo el 50 por 100 de la superficie de la señal).

SEÑALES DE SALVAMENTO O SOCORRO Forma rectangular o cuadrada. Pictograma blanco sobre fondo verde (el verse deberá cubrir como mínimo el 50 por 100 de la superficie de la señal).

SEÑALES RELATIVAS A LA LUCHA CONTRA INCENDIOS Forma rectangular o cuadrada. Pictograma blanco sobre fondo rojo (el rojo deberá cubrir como mínimo el 50 por 100 de la superficie de la señal).


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 1 “INTRODUCCIÓN AL TRABAJO DE LABORATORIO” TEMARIO 9 Material de vidrio 9 Materiales complementarios K:d/sK^ 9 Conocer las normas básicas para el adecuado desempeño en el laboratorio de química. 9 Adquirir una actitud responsable al realizar un trabajo práctico. 9 Identificar el material de trabajo. A- INTRODUCCIÓN TEÓRICA 1. MATERIAL DE LABORATORIO DE USO FRECUENTE Para las prácticas básicas de química, es necesaria la utilización de un material mínimo de vidrio o plástico. El alumno debe conocer el nombre de cada utensilio, su función y su manejo. a) Material de vidrio: DĂƚĞƌŝĂůĚĞǀŝĚƌŝŽĐĂůŝďƌĂĚŽǀŽůƵŵĠƚƌŝĐĂŵĞŶƚĞ͗ Este material, sirve para medir volúmenes de líquidos. Ellos vienen calibrados con la precisión indicada y la temperatura a la cual fueron calibrados. Este material permite la medición de volúmenes exactos y está diseñado de tal forma que un pequeño incremento del volumen del líquido que contiene, da lugar a una variación grande en el nivel de dicho líquido. Todo material volumétrico está calibrado a una temperatura específica de 20 ºC, de manera que en ningún caso podrá calentarse el material volumétrico. 1. Pipetas: Ellas son destinadas a transferir volúmenes conocidos de líquidos de un recipiente a otro. Existen de dos tipos: pipetas aforadas, que poseen una sola marca de calibración que corresponde al volumen indicado y pipetas graduadas, cuyo volumen está subdividido con marcas en fracciones del volumen total. Sus capacidades son de 1 mL hasta 50 mL. Existen pipetas de simple enrase (se enrasa una vez cuando se carga la pipeta) y de doble enrase (se enrasa dos veces: cuando se carga y descarga la pipeta) 2. Buretas: Permiten transferir volúmenes variables hasta 25 o 50 mL con fracciones de 0,1 mL (precisión de 0,1 mL) siendo que la velocidad de salida del líquido puede ser regulado promedio de una llave o robinete.


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3. Probetas: Son cilindros de vidrio con pie, graduados en fracciones del volumen total, pero que son de menor precisión que los materiales anteriormente descritos. Sus capacidades varían de 10 mL a 2 L. 4. Matraces con aforo: Son recipientes de fondo plano y cuello largo con una marca de aforo. Su función específica es contener volúmenes exactos de soluciones, usadas en la preparación de éstas. Material de vidrio no calibrado: Estos no están destinados directamente para mediciones de volúmenes exactos sino aproximados y son necesarios para las distintas operaciones que hacen parte de las experiencias de laboratorio. 1) sĂƐŽƐĚĞƉƌĞĐŝƉŝƚĂĚŽƐŽĞĂĐŬĞƌƐ͗Son vasos cilíndricos. Se usan para contener líquidos, para calentar líquidos, para efectuar reacciones y para mezclar sustancias. Son generalmente de vidrio de borosilicato y son generalmente graduados en volumen, pero no sirven para medir volúmenes. 2) &ƌĂƐĐŽƐƌůĞŶŵĞǇĞƌ͗Son vasos cónicos de cuello estrecho. Se usan para realizar reacciones de titulación y reacciones que envuelve la precipitación de un producto y para calentar líquidos. 3) sŝĚƌŝŽƐĚĞƌĞůŽũ͗Como indica su nombre, son platillos de vidrio cóncavos que tienen la forma de un vidrio de reloj. Se usan para contener sustancias durante las determinaciones de masa en las balanzas, sustancias que pueden corroer el plato de las balanzas. Además se usan para cubrir la boca de beackers y para evaporar líquidos por secado. Recordar: graduado no es lo mismo que calibrado b) Otros materiales de laboratorio: 1. Propipetas: Son unas pequeñas bombas destinadas a succionar líquidos dentro de las pipetas para evitar el contacto de la boca para aspirar. Se colocan en la parte superior de la pipeta y permitiendo o impidiendo el ingreso de aire en la misma se produce el ascenso o descenso del líquido de la pipeta. 2. Soporte universal de Bunsen: Es una vara de metal rígida vertical sobre una plancha o placa de metal pesado, destinada a soportar otros aparatos fijados a la vara mediante pinzas. 3. Pinzas: Son garras de metal o de madera destinadas a fijar tubos, buretas y otros equipos a los soportes universales y pinzas para sostener vasos, cápsulas crisoles y tubos de ensayo calientes. 4. Espátulas: Son destinadas a transferir reactivos sólidos durante la determinación de masa. Tienen la forma de cuchara y tienen diversos tamaños, siendo metálicos o de vidrio. Las espátulas de vidrio o plástico son preferidas para transferir reactivos sólidos corrosivos para los metales. 5. Desecador: Es una caja de vidrio de tapa hermética que contiene una sustancia absorbente de humedad destinada a contener sustancias en un ambiente libre de humedad. 6. <ŝƚĂƐĂƚŽǇĞŵďƵĚŽƵĐŚŶĞƌ͗Estos dos aparatos son destinados a ser usados en conjunto para filtrar líquidos que tienen sustancias sólidas en suspensión con la


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ayuda de succión por vacío hecho en el matraz. El líquido se recibe en el matraz y el sólido queda en el papel de filtro colocado en el embudo. 7. Crisol de porcelana: Es un vaso pequeño de porcelana que se usa para calentar sustancias a altas temperaturas (hasta 900ºC). 8. Mechero de Bunsen: Este aparato es un quemador que quema gas en presencia de aire. La entrada de aire se puede regular en la base del mechero y la altura de la llama puede ajustarse abriendo o cerrando la válvula de gas en la base. El mechero se enciende cerrando totalmente el paso de aire y abriendo el paso de gas con la llama de un fósforo o encendedor colocado en el extremo superior derecho.


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>/DW/>DdZ/>s/Z/K: El cuidado del material en cuanto a su limpieza y conservación tiene gran importancia en cualquier laboratorio. Es necesario extremar la limpieza del material y de los aparatos para tenerlos en perfectas condiciones de uso, pues un material defectuoso puede echar a perder cualquier análisis. Limpiar perfectamente todo el material inmediatamente después de su uso es una regla de oro en todo laboratorio. De no hacerlo así, los restos de las sustancias manipuladas pueden dejar manchas que luego son casi imposibles de eliminar. Para la limpieza del material de vidrio suele ser suficiente el empleo de un detergente suave, teniendo la precaución de enjuagar luego perfectamente con agua. Se recomienda utilizar escobillas para remover las adherencias. Cuando se trata de manchas más resistentes, la mezcla sulfocrómica es el sistema más empleado (100 g de Dicromato potásico en 1 litro de ácido sulfúrico diluido en proporción 1:4). Uno de los materiales que más rápidamente se debe limpiar después de su uso son las pipetas, especialmente si se ha trabajado con sangre. Se desaconseja el empleo de hidróxido sódico si la solución va a estar en contacto durante mucho tiempo con el material (ataca el vidrio). Los ácidos concentrados y calientes pueden ser muy útiles para determinadas manchas, pero su manejo es siempre peligroso. El último paso aconsejable en la limpieza es enjuagar el material con agua destilada desionizada dos o tres veces. Cuando la forma del material dificulte su secado espontáneo (las pipetas, por ejemplo), se aconseja añadir un poco de acetona; posteriormente se eliminará totalmente cualquier resto de agua en la estufa. Determinados materiales que utilizan juntas de vidrio o llaves pueden ser objeto de un cuidado especial para evitar que se seque el lubricante que asegura el buen funcionamiento del cierre hermético. Para ello debe utilizarse silicona.


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Una recomendación final concerniente a los aparatos en general: la limpieza se debe limitar a su parte externa, ya que el mantenimiento del interior lo debe efectuar personal debidamente cualificado. Los productos orgánicos oleosos se limpian con acetona.

B - INFORME El informe de este trabajo práctico se compondrá de dos partes: 1) Seguridad en el laboratorio a) Describir las salidas de emergencia del laboratorio y del edificio. b) Identificar el color de los caños de gas y agua y donde se encuentran las llaves de paso correspondientes. c) Identificar el lugar donde se encuentran los matafuegos y mangueras contra incendio. d) Describir el sistema de ventilación del laboratorio e) Describir los elementos de protección personal que son necesarios para el trabajo normal en el laboratorio. Explique la función de cada uno. f) Preparar un póster tamaño A4 en el que se destaque alguna medida de seguridad en el trabajo de laboratorio en forma didáctica. 2) Material de vidrio de uso frecuente. -

Haga una lista de: materiales calibrados materiales no-calibrado vistos en el trabajo práctico.


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 2 “TÉCNICAS MÁS UTILIZADAS EN EL LABORATORIO” TEMARIO 9 Medición de masas 9 Medición de volumen de líquidos OBJEd/sK^ 9 9 9 9

Observar y describir una balanza analítica Observar y describir una balanza digital Observar y describir una pipeta, una bureta y una probeta. Practicar las técnicas de medición más comunes.

A- INTRODUCCIÓN TEÓRICA 1- DĞĚŝĐŝſŶĚĞŵĂƐĂ͗>ĂďĂůĂŶǌĂǇƐƵƵƐŽ͘ La medición es un proceso importante cuando se lleva a cabo una investigación, tanto en el campo de la Física, Química, Biología, etc. Las magnitudes son propiedades o características de los cuerpos y/o materiales que aportan datos valiosos a la hora de analizar un fenómeno. Debemos pues, aprender a operar con ellas (masa, volumen, densidad, tiempo, temperatura, fuerza, velocidad, etc.) y a manejar los instrumentos que nos permiten determinarlas. (Repasa las unidades en las que se mide cada una de ellas y sus equivalencias). La balanza es uno de los instrumentos de mayor importancia en el laboratorio. Por eso es necesario conocer cómo se utiliza y como cuidarla. 2- Medición de volumen de líquidos: Medir el volumen de líquidos es una operación que exige, en el laboratorio, mucha exactitud. Se utilizan para ello recipientes graduados que registran la capacidad de los mismos, por lo tanto el volumen de los líquidos que contienen. La medición de los líquidos puede ser: por contenido o por vertido. 9 La medición por contenido; consiste en colocar el líquido en un recipiente graduado (probeta, matraz) hasta la medida que desee, y registrar en la escala del mismo. 9 La medición por vertido, consiste en vaciar, todo o parte del líquido del recipiente graduado (pipetas, buretas) y registrar en la escala del mismo la cantidad que se ha vaciado. Para una correcta medición, debe tenerse en cuenta: la elección del instrumento adecuado, la densidad del líquido, la temperatura a la que se trabaja, atender a las


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indicaciones de precisión y exactitud que se muestran en el instrumento. También debe tenerse en cuenta las indicaciones de enrase.

B- PARTE PRÁCTICA Actividad 1: 9 Objetivo: Observar y describir una balanza analítica. La balanza analítica es un aparto para medir la masa de una cuerpo o sustancias, con máximo de 200g con precisión de 0.1mg. Escribir en el dibujo los nombres a cada parte de la balanza. Descripción Consiste en una palanca de brazos iguales sostenida en el centro, y libre de oscilar en un plano vertical. Formada por una__________rígida (AB). Apoyada en su centro por la __________Dos_________ de igual longitud que sostienen a los__________ donde se colocan el objeto a pesar y las pesas o taras. Tiene un _________ (P) que se desplaza a derecha e izquierda hasta equilibrar. Y una_________ Los_____________ ubicados en la base o pie Un tornillo de oro o platino llamado__________ para lograr el equilibrio.


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- ¿Cómo se utiliza? Escribir los pasos de cómo se realiza la pesada directa y la pesada por adición: Pesada directa

Pesada por adición

- ¿Qué cuidados se debe tener al usar una balanza?

Actividad 2: 9 Objetivo: Observar y describir una balanza digital Descripción:

Dibujo

Sensibilidad:

Precisión:


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Actividad 3: - Realizar dos mediciones de masa de dos cuerpos geométricos. Anotar el nombre del cuerpo, el material que lo forma y el resultado de la medición. Cuerpo

Material

Masa

sŽůƵŵĞŶ

Actividad 4: 9 Objetivo: Observar y describir una probeta; utilizarla como instrumentos para medir volúmenes de líquidos. Materiales: una probeta graduada de _____ ml, agua coloreada. Procedimiento: a) Describa la probeta. Las divisiones de la escala corresponden a una unidad de la magnitud capacidad: dl, cl, ml. b) Observe la escala graduada y cuenten las divisiones grandes que presenta. ¿A qué volumen equivale cada una de ellas? _____ ¿Cuál es la capacidad máxima que puede medir esa probeta? _____ c) Cuente el número de pequeñas divisiones que hay entre dos marcas grandes. ¿A qué volumen equivale cada una de ellas?_______ ¿Cuál es la capacidad mínima que puede medir esa probeta? ____________ d) Dibuje la probeta; luego indique, con mayor detalle, las divisiones grandes y chicas y la capacidad de cada una.

e) Utilicen la probeta para medir el volumen del líquido de dos recipientes diferentes. Registren la medición. Indicaciones: Recipiente 1: __________________ Volumen del líquido____________ cm3 o ml. Recipiente 2:___________________Volumen del líquido____________cm3 o ml. Actividad 5: 9 Objetivo: Observar y describir una pipeta; utilizarla como instrumentos para medir volúmenes de líquidos.


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Materiales: una pipeta graduada de_____ml, agua coloreada. Procedimiento: 1) Describa la pipeta 2) Observe la escala graduada y cuenten las divisiones grandes que presenta. ¿A qué volumen equivale cada una de ellas? _____ ¿Cuál es la capacidad máxima que puede medir esa pipeta?_____ 3) Cuenten el número de pequeñas divisiones que hay entre dos marcas grandes. ¿A qué volumen equivale cada una de ellas?_______ 4) Dibuje la pipeta; luego indique, con mayor detalle, las divisiones grandes y chicas y la capacidad de cada una.

5) Para el manejo de pipetas, sigan las siguientes indicaciones: Se puede cargar la pipeta con un volumen mayor que el que se desea medir y luego verter el necesario. El extremo inferior de la pipeta debe quedar dentro del líquido. Se realiza una inspiración suave, con acoples de boquillas o pro-pipetas. A medida que se aspira se debe observar hasta donde asciende el líquido, el que no debe llegar al borde superior de la pipeta. Luego se obtura o cierra el extremo superior con el dedo índice (¡no con el pulgar!). Se retira del recipiente y se apoya la punta de la pipeta en las paredes del tubo o recipiente donde se escurrirá el líquido. Al disminuir la presión del dedo índice sobre el extremo, la columna liquida comienza a descender lentamente (no retiren el dedo totalmente por que pierden el control de volumen vertido). Cuando ya escurrió el volumen deseado, presionen nuevamente el dedo y retiren la pipeta. Si utilizan todo el contenido de la pipeta, no soplen para expeler la gota que queda retenida en el pico, esta ya se encuentra calibrada. 6) Utilice las pipetas para medir distintos volúmenes: 2ml, 5ml, 8ml. Todos los alumnos del grupo tienen que realizar la practica Actividad 6: 9 Objetivo: Observar y describir una bureta; utilizarla como instrumento para medir volúmenes de líquidos. Materiales: una bureta_______ml; soporte universal, agarradera, embudo, vaso de precipitado, agua coloreada.


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Procedimiento: a. Describan la bureta, el aparato que la sostiene y los elementos que acompañan su uso. (Escriban la descripción) b. Observen la escala graduada: ¿Cuál es la capacidad máxima que puede medir?_______ ¿Cuál es la capacidad mínima que puede medir?______ c. Dibujen e indiquen, con mayor detalle, las divisiones grandes y chicas y la capacidad de cada una.

C- INFORME - Presentar el informe correspondiente a las actividades de la parte práctica realizada.


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 3 “MÉTODOS DE SEPARACIÓN Y FRACCIONAMIENTO DE MEZCLAS” TEMARIO 9 Métodos de separación de mezclas: solubilización – tamización – levigación – filtración – decantación – centrifugación – evaporación – destilación simple – destilación fraccionada. K:d/sK^ 9 Conocer diferentes métodos de separación de mezclas. 9 Cuantificar la composición de una mezcla aplicando un método de separación. A – INTRODUCCIÓN TEÓRICA En la naturaleza y en los seres vivos muchas sustancias no se encuentran puras si no formando parte de una mezcla. Por ejemplo, en los océanos, mares y ríos el agua está mezclada con sales y oxígeno. La sangre está formada por células sanguíneas y por el suero; este último es una mezcla que contiene un 90% de agua, proteínas, oxigeno, sales minerales azucares. En la vida cotidiana utilizamos permanentemente mezclas de sustancias, por ejemplo cuando preparamos bebidas y alimentos, cuando usamos limpiadores, cuando tomamos medicamentos, etc. En casi todas las actividades, él hombre usa y prepara mezclas. Las mezclas no son todas iguales, desde el punto de vista químico las clasificamos en ŚĞƚĞƌŽŐĠŶĞĂƐ y ŚŽŵŽŐĠŶĞĂƐ, a estas últimas las llamamos soluciones. (Tarea: busca en la bibliografía y completa estos conceptos) Se entiende por separación al proceso por el cual se aíslan entre si los componentes de una muestra. Esto es útil en el laboratorio ya que frecuentemente la sustancia a estudiar se encuentra formando parte de una mezcla, por lo tanto es necesario aislarla para su análisis cuali y cuantitativo. Los componentes de una mezcla pueden separarse por métodos físicos (mecánicos) o químicos o por combinación de ambos. - Características de una mezcla: En ellas hay varias clases de moléculas (sustancias o componentes). Ŷ ůĂƐ ŵĞǌĐůĂƐ͕ ůŽƐ ĐŽŵƉŽŶĞŶƚĞƐ ĐŽŶƐĞƌǀĂŶ ƐƵƐ ƉƌŽƉŝĞĚĂĚĞƐ y se pueden presentar en proporciones variables (no definidas); por eso decimos que, mezclar o disolver sustancias es un cambio físico y no un cambio químico. (Tarea: busca en la bibliografía y completa las diferencias entre cambios o fenómenos físicos y químicos).


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Se las clasifica por el tamaño de sus partículas. A manera de repaso, interpreta el siguiente cuadro comparativo: Tipos de mezclas (sistemas dispersos)

La primera tarea que se le presenta al químico frente a los productos que se extraen de la naturaleza o que fabrica en el laboratorio o industria es saber si se trata de sustancias puras o mezclas, y en caso de que lo sean debe separar sus componentes. 1. SEPARACIÓN SÓLIDO – SÓLIDO: Para separar los sólidos, los procedimientos más comunes son los siguientes: a. Solubilización: Este procedimiento consiste en disolver uno o los dos componentes. Por ejemplo, si tenemos azúcar y carbonato de calcio mezclado podemos separarlos aprovechando la propiedad del azúcar de disolverse en agua, mientras que el carbonato de calcio queda insoluble. Luego, por filtración, se separa el carbonato de calcio y la solución azucarada. De esta última se separa el sólido (azúcar) por evaporación del solvente (agua). b. Tamización: Es un procedimiento de separación de dos o más sólidos basado en el tamaño de sus partículas. Si colocamos la mezcla sobre una malla metálica veremos que las partículas cuyos diámetros son menores que la malla, la atraviesan, mientras que las de diámetro mayor, quedan retenidas. Esta operación se llama tamizado y la malla, que se rodea con un armazón para darle solidez, tamiz.


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c. Levigación: Si tenemos una mezcla de distintos sólidos cuya densidad o tamaño son también distintos, podemos separarlos haciendo pasar sobre ellos una corriente de un líquido (generalmente agua). Las partículas más pequeñas o más livianas serán arrastradas a mayor distancia; las más grandes o pesadas apenas se moverán. Este procedimiento se usa mucho en la industria minera para separar las impurezas livianas (ganga) de los metales pesados y es lo que comúnmente se llama lavado de los minerales. Por ejemplo: el oro se separa de la ganga mediante levigación con agua. 2. SEPARACIÓN SÓLIDO – LÍQUIDO a. Filtración: Es un procedimiento que consiste en hacer pasar una mezcla de sólido y líquido a través de una pared porosa llamada filtro. De esa manera el sólido es retenido mientras el líquido puede pasar a través de los poros de la pared. Principalmente se utilizan para construir filtros los siguientes materiales: papel poroso, tela especial, lana de vidrio, arena, etc. La filtración al vacío se realiza con un embudo especial llamado embudo Buchner. Para ello se hace un vacío parcial bajo el embudo, acelerando así la operación.

b. Decantación: Consiste en separar un sólido de un líquido de distinta densidad, por acción de la gravedad. Abandonando en una probeta de decantación una mezcla de arena y agua, se observa al cabo de cierto tiempo que la arena se ha depositado (sedimentado) en el fondo del recipiente. El agua sobrenadante puede separarse del sólido inclinando ligeramente la probeta o bien extrayéndola por succión con una pipeta o sifón.


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c. Centrifugación: La centrifugación es una operación que tiene por objeto acelerar la sedimentación de una sustancia. Se emplea para ello aparatos denominados centrífugas que constan, por lo general, de dos, cuatro o más tubos metálicos cilíndricos (portatubos) cuyos extremos cerrados presentan forma cónica y cuyo otro extremo es abierto, lo que permite introducir en su interior tubos de forma adaptable a aquellos. Estos tubos se hallan sostenidos por soportes especiales fijos a un eje central (eje de giro) el que rota por un sistema de engranajes bajo la acción de una fuerza aplicada sobre una manija exterior (manivela) o bien por la acción de la corriente eléctrica. Al adquirir la centrífuga una velocidad suficientemente elevada, la fuerza centrífuga que se origina hace desplazar los componentes más densos de la mezcla hacia el fondo del tubo. Al detenerse en su movimiento, y al retirar los tubos se podrá observar la nítida separación entre el sólido (pelet) y el líquido sobrenadante. En la industria la centrifugación es una operación corriente e importante, empleándose centrífugas rotativas de diversos modelos como ser las desnatadoras, usadas en la industria lechera, y que tienen por objeto separar el suero (producto más pesado) de la crema (sustancia de menor densidad).

d. Evaporación/ cristalización: Consiste en separar un líquido eliminando éste por calentamiento. Si en un vaso de precipitados colocamos agua en la que se ha disuelto, previamente, una cierta cantidad de sal y luego lo sometemos a la acción del calor, apreciamos, al cabo de un cierto tiempo, que el agua se ha evaporado dejando en el fondo del recipiente la sal añadida.


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e. Sublimación: Aunque es un fenómeno poco frecuente a la temperatura y presión ordinaria, algunas sustancias como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin necesidad de pasar por la fase intermedia de líquido. A tal fenómeno se le denomina sublimación. La transición o cambio de estado de sentido inverso se denomina de igual manera, por ello a veces se distinguen ambas llamando a la primera sublimación progresiva y a la segunda sublimación regresiva. En principio, cualquier sustancia pura puede sublimarse, pero debido a las condiciones de bajas presiones y temperaturas a las que es posible esta transición, el fenómeno sólo es reproducible, para la mayor parte de las sustancias, en el laboratorio.

3. SEPARACIÓN DE SOLIDO – GAS La separación de un sólido suspendido en un gas, por ejemplo, partículas de carbón suspendidas en los gases de una combustión (humo), se efectúa por filtración o haciendo pasar la mezcla entre dos placas metálicas cargadas eléctricamente. En este último caso las partículas sólidas se separan depositándose sobre las placas metálicas.

4. SEPARACIÓN LÍQUIDO – LÍQUIDO Se pueden presentar dos casos: que los líquidos no sean miscibles o bien que los líquidos sean miscibles. Se dice que dos líquidos son miscibles cuando se disuelve uno en el otro, por ejemplo, alcohol y agua. Dos líquidos pueden también no ser miscibles, por ejemplo, aceite y agua.


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a. Separación de dos líquidos no miscibles: Dos líquidos no miscibles, como aceite y agua, se separan por decantación. Para ello se los coloca en una ampolla de decantación, se los deja un cierto tiempo y cuando se han separado en dos capas perfectamente definidas, se puede hacer eluir la fase más densa a través del vástago de la ampolla.

b. Separación de líquidos miscibles: El procedimiento más común es la destilación. La destilación es una operación que consiste en transformar un líquido en vapor y en condensar nuevamente éste, en un recipiente aparte, por disminución de temperatura. Puede ser simple o fraccionada. 1. Destilación simple: Este procedimiento permite eliminar de una sustancia líquida sus impurezas. Por ejemplo, si tenemos agua potable se puede obtener agua pura (destilada). Es un método utilizado para aislar un líquido de sus impurezas no volátiles, o para separar una solución de dos líquidos que presentan una diferencia mínima de 80 ºC en sus temperaturas de ebullición. El destilado escurre en el Erlenmeyer colector y los compuestos no volátiles quedan en el matraz de destilación como residuo. En este proceso la mezcla se calienta lentamente hasta que la temperatura alcanza el punto en el que hierve el líquido más volátil.


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2. Destilación fraccionada: Se aplica para la separación de mezclas homogéneas de dos ůşƋƵŝĚŽƐ ƋƵĞ ƉƌĞƐĞŶƚĂŶ ƉƵŶƚŽƐ ĚĞ ĞďƵůůŝĐŝſŶ ƉƌſǆŝŵŽƐ ;ϭǑ ф ȴ Peb < 30 ºC). La destilación fraccionada es una técnica compuesta por repetidas destilaciones sencillas que se realizan en forma continua.

5. SEPARACIÓN LÍQUIDO – GAS Y GAS – LÍQUIDO El gas disuelto en un líquido se puede separar por simple calentamiento o por reducción de la presión del sistema. En cuanto al líquido suspendido en un gas, por ejemplo, cuando gotas de agua son arrastradas por gases de combustión, se pueden separar por filtración a través de tubos con cloruro de calcio, ácido sulfúrico, etc. que fijan el agua por ser deshidratantes.

B- WZdyWZ/DEd> Actividad 1: Filtración de una mezcla (suspensión de almidón en agua) 1. Observar el quipo para la filtración, dibujarlo e identificar sus partes. 2. Doblar correctamente el papel de filtro y colocarlo sobre el embudo. Humedecer levemente uno de sus lados (2 gotas de agua)

3. Leer atentamente la técnica a utilizar, interpretar cada paso y el procedimiento para que se realice. 4. Proceder a ejecutar la técnica, siguiendo todas las indicaciones leídas. Usar la mezcla provista por el jefe de T.P 5. Verificar si la técnica se realizó correctamente, observando las substancias recogidas en el vaso de precipitado y en el filtro


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6. ¿Qué características deben tener los componentes de las mezclas para poder separarlos por filtración? Actividad 2: Cristalización (evaporación del solvente en una solución) 1. La técnica se puede aplicar cuando_____________________________________ __________________________________________________________________ 2. Usar la solución provista por el Jefe de Trabajos Prácticos, colocar el mismo en una capsula de porcelana. 3. Calentar muy suavemente, con llama baja y amarilla, 1 min. Apagar el mechero y esperar a que se complete la evaporación 4. ¿Cómo y dónde quedo la sal (soluto)? ¿Qué ocurrió con el agua (solvente)? 5. ¿Por qué se puede aplicar esta técnica a esta mezcla? ¿Se obtienen los mismos componentes? Sí, no ¿por qué? Actividad 3: Decantación de uno de los componentes (precipitan las partículas de mayor densidad, no miscibles) 1. Aplicaremos dos procedimientos, uno para separar un líquido de un solidó y el otro separar dos componentes líquidos. 2. Dispersiones de sólidos en un líquido: usamos mezclas con partículas suspendidas, en reposo ya precipitaron las partículas o se puede acelerar el proceso mediante la utilización de centrifuga. 3. Para separar el líquido sobrenadante usamos una pipeta de 1ml. colocar en el líquido y aspirar muy suavemente, proceder con precaución para no levantar el solidó decantado. Colocar el líquido en otro recipiente 4. Dispersiones de líquido en líquido: cada grupo coloca el contenido de la mezcla dentro de la ampolla de decantación. Se espera unos minutos para que decante y se abre el robinete para dejar pasar la fase más densa. 5. Dibujar el aparato y poner nombres 6. ¿Qué características deben tener las mezclas para poder aplicar esta técnica de separación?


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Actividad 4: Sublimación de uno de los componentes 1. Se basa en la propiedad que tiene algunas sustancias de sublimar (pasaje del estado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido) 2. La aplicaremos a la mezcla provista por el docente que contiene sustancias con estas propiedades. 3. Colocar la mezcla en un Becker y tapar con vidrio reloj, colocar varias gotas de agua sobre el vidrio. 4. Calentar muy suavemente, con llama amarilla, 20 seg. Apagar el mechero y esperar que se enfrié. 5. levantar el vidrio reloj con cuidado, volcar el agua y dar vuelta. Observar y registrar. Dibujar los pasos seguidos. Actividad 5: Tría Observar sobre una Capsula de Petri las distintas partículas que componen la mezcla. Tomar una pinza y proceder a la extracción de las partículas visiblemente distintas al resto de los componentes. Actividad 6: Preparar distintos sistemas de materiales. Clasificarlos. 1. Usen 7 tubos de ensayo numerados (1, 2, 3, 4….) para medir el agua, el ácido y el alcohol se usaran tres pipetas diferentes. 2. Coloquen en el Tubo 1: 4ml de agua y 4ml de ácido acético (medirlos con pipeta) Tubo 2: 3ml de aceite (ya se encuesta en el tubo) y 7ml de agua Tubo 3: 3ml de aceite (ya se encuentra en el tubo) y 7ml de alcohol Tubo 4: 0,1g de tiza molida (sulfato de calcio) y 7 ml de alcohol Tubo 5: 0,1g de grafito (carbón) y 7ml de agua Tubo 6: 0,1g de sal y 7ml de agua Tubo 7: 0,1 de naftaleno (naftalina) triturado y 2g de tiza pulverizada. 3. En el caso de los sólidos aplicar procedimiento de trituración y/o pulverizado. 4. Agiten las mezclas tapando con el dedo pulgar cada tubo y moviendo de arriba hacia abajo. 5. Observen el sistema, dibujen y registren características, cantidad de fases y componentes. Clasifiquen 6. ¿Qué sustancias son solubles y cuáles no los son? Determinar cuáles de los sistemas forman soluciones. Indicar en las mismas cual es el soluto y cuál es el solvente 7. Piensen y diseñen un procedimiento para separar los componentes de cada una de las mezclas anteriores (apliquen conocimientos previos y hagan una lista de materiales que se requieran para ello 8. En base a lo que diseñaron, escriban una lista de materiales que necesitan para realizarlo.


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Actividad 7: ƌŽŵĂƚŽŐƌĂĨşĂ͗DĠƚŽĚŽĚĞĨƌĂĐĐŝŽŶĂŵŝĞŶƚŽ Objetivos: 9 Identificar la presencia de pigmentos diferentes en las hojas de vegetales 9 Realizar una cromatografía de partición sobre papel. Materiales 9 1 mortero 9 1 embudo 9 1 gradilla 9 1 tubo de ensayo 9 1 tubo capilares 9 1 frasco de boca ancha 9 Papel filtro 9 Hojas color verde intenso (acelga, espinaca, etc.) 9 Acetona 9 Alcohol (etanol) 9 Papel secante

Procedimiento: 1) Coloque cuatro hojas divididas en trozos en un mortero o recipiente similar Agregue unos 20ml de etanol. Triture con la ayuda del pilón hasta que el solvente adquiera una colaboración verde intensa. 2) Prepare un dispositivo para filtrar según indica la figura y proceda a la filtración de la fase liquida contenida en el mortero.

3) Agregue al líquido filtrado unos cristales de cloruro de calcio y observe la formación de un sedimento acuoso, sobre el cual sobrenada una solución de pigmentos en acetona. 4) Prepare un cilindro de papel secante cuyo diámetro no exceda el diámetro del frasco de boca ancha y cuya altura sea igual a la del frasco.


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5) Trace una línea suave, con lápiz negro, a 2,5cm por encima de la base del cilindro de papel.

6) Con el capilar o gotero tome la solución de acetona con los pigmentos (cuide de no introducir el gotero en el sedimento acuoso).

7) Pase el extremo del capilar sobre la línea que se ha trazado sobre el papel secante de modo que este se impregne de solución. Repita la operación dos o tres veces. 8) Vierta acetona en el frasco de boca ancha hasta una altura de aproximadamente 1cm (no debe superar la línea de siembra). 9) Coloque dentro de dicho frasco el papel secante enrollado, como indica la figura Deje en reposo 10 minutitos, tapar el frasco y NO MOVER.


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10) Observe el papel secante (cromatograma) y responda: ¿Cuántas bandas de color presenta?__________________________________ Teniendo en cuenta que: Verde claro = clorofila A; Verde oscuro = clorofila B; Amarillo = xantofila, Anaranjado = caroteno. Indique ¿Cuáles son los pigmentos que se observan en su propia corrida cromatografica?_________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _____ ¿Qué logro separar por medio de la cromatografía?_________________________ ___________________________________________________________________ Observaciones: En caso de no disponer de cloruro de calcio se suprime el puno 3 (no habrá separación de agua lo cual facilita la realización del punto 6, pero se pierde la calidad del cromatograma) En lugar de éter de petróleo se puede utilizar acetona o etanol en cuyo caso la separación puede ser menos precisa.

Actividad 8: DESTILACIÓN SIMPLE POR ZZ^dZsWKZ Introducción: La extracción por arrastre de vapor de agua es uno de los principales procesos utilizados para la extracción de aceites esenciales. Los aceites esenciales están constituidos químicamente por compuestos que son volátiles y por lo tanto arrastrables por vapor de agua. Las esencias hallan aplicación en numerosísimas industrias, algunos ejemplos son los siguientes: 9 Industria cosmética y farmacéutica: como perfumes, conservantes, saborizantes, principios activos, etc. 9 Industrias alimenticias y derivadas: como saborizantes para todo tipo de bebidas, helados, galletitas, golosinas, productos lácteos, etc. 9 Industria de productos de limpieza: como fragancias para jabones, detergentes, desinfectantes, productos de uso hospitalario, etc. 9 Industria de plaguicidas: como agentes pulverizantes, atrayentes y repelentes de insectos, etc.


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Procedimiento Se pican entre 50g y 100g de la muestra a extraer (pueden ser hojas, ramas o ambas de plantas aromáticas o cascaras de cítricos) y luego se depositan en uno de los balones. Luego se armó un aparato como muestra la figura. Calentar el balón con el agua utilizando el mechero; el vapor formado pasará a través de la muestra a ser destilada por arrastre con vapor. Mantener el calentamiento hasta que ya no haya más desprendimiento de aceite.

Actividad 8: Separación de los componentes de una mezcla de CuSO 4 ǇĂƌĞŶĂ. 5

5

En esta experiencia se aplicarán algunas técnicas comunes en el análisis cuantitativo de muestras como son: pesada, disolución, decantación, filtración y evaporación. La utilización de estas técnicas involucra el uso del material de laboratorio que a continuación se detalla, cuyo manejo deberá conocerse para el correcto desarrollo de las técnicas a emplear: balanza, vaso de precipitados, vidrio de reloj, cristalizador, erlenmeyer, soporte de Bunsen, embudo, pipetas, tubos de ensayo, desecador, aro metálico, pisetas. Se procederá a separar el sulfato de cobre de la arena en base a sus diferencias de solubilidad en agua. La arena por ser insoluble se separará por decantación y filtración, mientras que el sulfato de cobre disuelto en el agua, se recuperará por evaporación. Deberá informarse la composición porcentual de la muestra. dĠĐŶŝĐĂ͗ a. En un vaso de precipitados de 100 ml pesar aproximadamente 5 g de la mezcla de sulfato de cobre y arena con exactitud de 0,1 mg. Pesar también el platillo metálico


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con el papel de filtro. Agregar la mínima cantidad de H2O necesaria para disolver el CuSO 4 (10 a 20 ml). Facilitar la disolución agitando cuidadosamente con varilla y dejar decantar sin retirar la varilla, cubriendo el vaso con un vidrio de reloj. Plegar el papel de filtro y adaptarlo al embudo mojándolo con un chorro de piseta. Colocar el embudo en un aro metálico y proceder a filtrar el líquido sobrenadante recogiendo el filtrado en un Erlenmeyer de 250 mL. 5

5

b. Lavar la arena en el vaso con pequeñas porciones de H 2 O (5 a 10 mL), decantar y filtrar el sobrenadante. Después de uno o dos lavados en el vaso de precipitados, trasvasar cuantitativamente la arena y continuar el lavado hasta que en el líquido filtrado no haya más CuSO4. La presencia de CuSO4 se detecta recogiendo unas gotas de líquido en un tubo de ensayo desde el vástago del embudo y adicionando dos o tres gotas de BaCl 2 (Solución al 5% P/V), el cual, en presencia de CuSO 4 forma un precipitado blanco. Cuando la reacción sea negativa se suspende el lavado. 5

5

5

5

5

5

c. Colocar el papel de filtro con la arena en el platillo metálico sin desplegarlo y llevarlo a una estufa para eliminar el agua. Una vez seca, deja enfriar en desecador y pesar con exactitud 0,1 mg. Volver a calentar, dejar enfriar y pesar nuevamente con exactitud de 0,1 mg. Repetir estas operaciones tantas veces como sea necesario hasta obtener en dos pesadas sucesivas un mismo valor. Colocar una alícuota del filtrado en un tubo de ensayo y evaporar hasta sequedad. Observe el color que adquiere el CuSO 4 . Con los datos obtenidos, se calcula la composición porcentual de CuSO 4 en la mezcla. Debe tener cuidado al secar, para no quemar el papel de filtro. 5

5

5

5

C- INFORME Para la elaboración del informe respetar las siguientes pautas: a) Describir el problema a resolver. b) Describir el objetivo de la experiencia. c) Elaborar un esquema gráfico con los pasos que se siguieron en la aplicación de la técnica (incluir materiales de laboratorio y materiales complementarios) d) Presentar los resultados en forma de tabla


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 4: “CALCULO DE DENSIDAD” TEMARIO - Calculo de la densidad de un cuerpo K:d/sK^ - Conocer las diferentes formas para calcular la densidad de un cuerpo en un laboratorio químico. - Realización experimental del cálculo de la densidad de un cuerpo. A – INTRODUCCIÓN TEÓRICA La densidad͕ɷ͕ĚĞƵŶĐƵĞƌƉŽƐĞĚĞĨŝŶĞ como la masa por unidad de volumen. ઼=

࢓ ࢜

Similarmente, el peso específico se define como el peso por unidad de volumen. ࣋=

࢖ = ࢾ. ࢍ ࢜

Para un cuerpo homogéneo (es decir, aquel para el cual sus propiedades son iguales en todas sus partes), la densidad es una característica de la sustancia de la que el mismo está compuesto. La densidad es una típica magnitud intensiva, es decir, una magnitud que no depende de la cantidad ĚĞŵĂƚĞƌŝĂƋƵĞĐŽŵƉŽŶĞĂůĐƵĞƌƉŽ͕ƐŝŶŽƐſůŽĚĞƐƵ composición. ࢓૚ ࢓૛ ࢾ= = ࢜૚ ࢜૛ Otros ejemplos de magnitudes intensivas son la temperatura, la presión, etc. A diferencia de las magnitudes intensivas, las magnitudes extensivas son aquellas que varían en forma proporcional ĂůĂĐĂŶƚŝĚĂĚĚĞŵĂƚĞƌŝĂƋƵĞĐŽŶƐƚŝƚƵǇĞŶĞůĐƵĞƌƉŽ. A esta última categoría corresponden la masa, el peso, el volumen, el número de moléculas, etc. Cada sustancia pura tiene una densidad que es característica de la misma. Por ejemplo, todos los objetos de oro puro tienen la misma densidad ;ɷƵс 19.3 g/cm3), ůŽ ŵŝƐŵŽŽĐƵƌƌĞĐŽŶ Ğů ĂůƵŵŝŶŝŽ;ɷůс Ϯ͘ϳ g/cm3Ϳ͕ Ğů ŚŝĞƌƌŽ ;ɷ&Ğсϳ͘ϴ g/cm3), el agua a una dada temperatura (™H2O = 1.0 g/cm3, a 20º C). Esto significa que la densidad es una propiedad muy útil para saber en forma fácil y rápida de que está hecho un objeto. Ésta es justamente la propiedad de la que, según la tradición, se valió Arquímedes en el siglo III a.C. para saber si una corona del rey Hierón de Siracusa


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estaba efectivamente hecha de oro macizo. Sólo tuvo que idear un método para medir la densidad y, ¡Eureka! El problema estuvo resuelto. Tabla de densidades: Sustancia Aluminio Plomo Cinc Cobre Hierro Estaño Bronce

Densidad (g/ml) 2.698 11.34 7.133 8.94 7.87 7.30 8.90

B- WZdyWZ/DEd> A. Medición de densidad de sólidos: 1) Determinar la masa de una pieza metálica utilizando una balanza electrónica y registrar dicho valor (lo llamaremos m). 2) Colocar agua en una probeta de 100 mL hasta la mitad de su capacidad y medir el volumen de líquido (lo llamaremos Vi). Para medir el volumen con la probeta considerar el siguiente esquema:

3) Sumergir la pieza metálica dentro del líquido contenido en la probeta y volver a medir el volumen (lo llamaremos Vf).


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4) Medir la temperatura del agua con un termómetro. 5) Calcular la densidad del sólido según la siguiente expresión: ࢾ=

࢓ ࢓ = ࢜ ࢜ࢌ െ ࢜࢏

6) Buscar en tablas el valor de densidad del metal (ɷƚ). 7) Calcular el error relativo porcentual cometido en la determinación: ࢿ%=

ࢾ െ ࢾ࢚ . ૚૙૙ ࢾ࢚

8) Volcar los resultados en la tabla siguiente:

Material

Masa (g)

sŽůƵŵĞŶ Inicial (ml)

sŽůƵŵĞŶ Final (ml)

Temperatura (ºC)

Densidad (g/ml)

Densidad de Tabla (g/ml)

Error porcentual

Determinación de los errores en las mediciones Cuando se realiza una medición, los resultados sólo tienen validez si se acompaña del error correspondiente a cada medición; para ello se emplea una técnica matemática que se denomina propagación de Errores. Entonces los resultados deben quedar expresados en la forma: Resultado de la medición+/- Error de la medición El Error de la medición siempre se expresa con una cifra significativa. Como ejemplo: 0,013 0,01 0,56 0,6 Los resultados de las mediciones se expresan con tantos decimales como tenga el Error de la medición. Por ejemplo: 1,34783 ± 0,01 1,35 ± 0,01 5,324 ± 0,6 5,3 ± 0,6


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Se puede averiguar el error según las siguientes fórmulas: ERROR DEL MÉTODO: οࣕ = ൤

Ejemplo: - - - - -

ࢋ࢘࢘࢕࢘ ࢊࢋ ࢒ࢇ ࢈ࢇ࢒ࢇ࢔ࢠࢇ ࢋ࢘࢘࢕࢘ ࢊࢋ ࢒ࢇ ࢖࢘࢕࢈ࢋ࢚ࢇ + ࢓ࢇ࢙ࢇ ࢊࢋ࢒ ࢉ࢛ࢋ࢘࢖࢕ ࢜࢕࢒࢛࢓ࢋ࢔ ࢏࢔࢏ࢉ࢏ࢇ࢒ ࢋ࢘࢘࢕࢘ ࢊࢋ ࢒ࢇ ࢖࢘࢕࢈ࢋ࢚ࢇ + ൨.ࢾ ࢜࢕࢒࢛࢓ࢋ࢔ ࢌ࢏࢔ࢇ࢒

Masa del cuerpo: 7,9 g Volumen inicial: 14 ml Volumen final: 15 ml Error de la balanza (mínima lectura): 0,1 g Error de la probeta (mínima lectura): 0,2 ml ο߳ = ൤

0.1݃ 0.2 ݈݉ 0.2 ݈݉ 7.9 ݃ + + ൨. 7.9݃ 14 ݈݉ 15 ݈݉ 15 െ 14݈݉ ο߳ = 0.3 ݃/݈݉ ȴe

Material

͘ DĞĚŝĐŝſŶ ĚĞ ĚĞŶƐŝĚĂĚ ĚĞ ůşƋƵŝĚŽƐ Ǉ ŵĞǌĐůĂƐ ĚĞ ůşƋƵŝĚŽƐ͗ MÉTODO DEL DENSÍMETRO Las disoluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración. Procedimiento 1) Colocar agua en una probeta de 250 mL hasta las 4/5 partes de su capacidad. Introducir un densímetro evitando que toque las paredes de la probeta. 2) Una vez estabilizado, leer el valor de la densidad del líquido en la escala del vástago del densímetro.


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3) Medir la temperatura del líquido y registrar ambos valores. 4) Repetir el experimento utilizando alcohol etílico puro. 5) Repetir el procedimiento empleando soluciones con distintas concentraciones de etanol y volcar los resultados en la tabla siguiente. Concentración de etanol (% en volumen)

Densidad (g/ml)

0 20 40 60 80 100 Realice un gráfico de la densidad en función de la concentración de etanol. Coloque en el eje “x” la concentración del etanol, y en el eje “y”, la densidad de la solución. Adjunte el gráfico realizado a la presente guía. ¿Qué se observa en el gráfico? ……………………………………………………………………. C͘ DĞĚŝĐŝſŶ ĚĞ ĚĞŶƐŝĚĂĚ ĚĞ ůşƋƵŝĚŽƐ Ǉ ŵĞǌĐůĂƐ ĚĞ ůşƋƵŝĚŽƐ͗ MÉTODO DEL PICNÓMETRO El picnómetro es un instrumento sencillo utilizado para determinar con precisión la densidad de líquidos. Su característica principal es la de mantener un volumen fijo al colocar diferentes líquidos en su interior. Esto nos sirve para comparar las densidades de dos líquidos pesando el picnómetro con cada líquido por separado y comparando sus masas. Es usual comparar la densidad de un líquido respecto a la densidad del agua pura a una temperatura determinada, por lo que al dividir la masa de un líquido dentro del picnómetro respecto de la masa correspondiente de agua, obtendremos la densidad relativa del líquido respecto a la del agua a la temperatura de medición. El picnómetro es muy sensible a los cambios de concentración de sales en el agua, por lo que se usa para determinar la salinidad del agua, la densidad de líquidos biológicos en laboratorios de análisis clínicos, entre otras aplicaciones.


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Procedimiento (A)Densidad del agua: 1. Anote el valor del volumen del picnómetro que tiene registrado en la pared del frasco. 2. Calibre la balanza mediante el tornillo de contrapeso. 3. Enseguida mida la masa del picnómetro vacío, teniéndose el cuidado de que se encuentre totalmente seco y limpio. 4. Llénelo completamente de agua utilizando una jeringa o pipeta y enseguida colóquele su tapón. Al colocarlo, parte del líquido se derramará y por lo tanto deberá secar perfectamente el recipiente y el tapón por fuera. Si queda líquido en las paredes externas provocará error en la medición. Asegúrese de que esto no suceda. 5. Mida la masa del picnómetro lleno de líquido. 6. Quite el tapón al picnómetro y sin vaciarlo vuelva a llenarlo completamente. Colóquele el tapón, séquelo bien por fuera y vuelva a medir su masa. 7. Repita nuevamente el paso 6 para tener tres mediciones que le permitirán obtener tres valores de densidad para el agua. 8. Mida la temperatura del agua.

(B)Densidad de una solución de agua salada como función de la concentración de sal. 1. Limpie el picnómetro y séquelo. 2. Obtenga diferentes concentraciones de sal en agua de 5 g/lt., 10 g/lt., 20 g/lt., 30 g/lt. y 50 g/lt. Aproximadamente. Sugerencia: Será suficiente preparar una solución de 100 ml para cada concentración, disolviendo la cantidad de sal correspondiente. Puede empezar con la concentración más baja para optimizar la cantidad de sal y volver a utilizar la solución sobrante para obtener una solución más concentrada agregando la sal faltante. 3. Determine la densidad de cada concentración utilizando el picnómetro, siguiendo el procedimiento del paso 3 al 8 de la parte (A). 4. Obtenga una gráfica de la densidad contra la concentración en gramos/litro. Actividades a realizar: (A) Para el agua. 1. Con la masa de agua y el volumen correspondiente 2. Obtenga tres valores de densidad para el agua, correspondientes a los tres valores de masa.


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9 La densidad promedio del agua. 9 Su desviación promedio. 9 El error porcentual correspondiente.

Densidad obtenida para el agua

(C)Para las soluciones salinas: 1. Con las masas del líquido y el volumen correspondiente, cada miembro del equipo calculará la densidad de cada solución de sal. Cada equipo obtendrá al menos 3 determinaciones de densidad para cada concentración. 2. Con los tres valores de densidad de la sustancia, obtenga: 9 La densidad promedio. 9 La desviación promedio. 9 El error porcentual Resultados finales para la densidad de las soluciones

^ƵĚĞŶƐŝĚĂĚƉƌŽŵĞĚŝŽ͗ʌс La desviación promedio de los datos: ɷʌс - Nota: Los datos serán las densidades promedios obtenidas por cada miembro del equipo. 6. ¿Cuál es la ventaja básica del picnómetro en la determinación de densidades en comparación con la densidad obtenida con el método de la práctica anterior? C- INFORME Realizar la descripción de las actividades realizadas en este trabajo práctico.


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 5 “FORMACIÓN DE CRISTALES” TEMARIO - Formación de varios tipos de cristales aplicando distintas técnicas para su obtención K:d/sK^ - Conocer los diferentes tipos de cristales - Aplicar los distintos cambios de estado y la preparación de soluciones simples - Revisar y aplicar técnicas de pesada y medición de volúmenes. A – INTRODUCCIÓN TEÓRICA Los minerales están compuestos por átomos, iones o moléculas ordenados en una red cristalina que llamamos red espacial. La cristalización es un proceso por el cual esos átomos, iones o moléculas se ordenan de tal forma que llegan a constituir cristales (formas geométricas que podemos apreciar a simple vista), manifestación visible de la estructura cristalina de sus componentes. La formación de cristales minerales tiene lugar en la naturaleza, fundamentalmente, según alguno de estos procesos: a) Precipitación: por evaporaci6n del agua de una disolución (es el caso de los cristales de sal gema). b) Sublimación: paso de gas a sólido (algunos cristales de rocas magmáticas formados a partir de los gases del magma). Realmente se llama sublimación al paso de sólido a gas, y sublimación inversa al proceso contrario. Pero como también se utiliza el término sublimación para éste, nosotros lo haremos. c) Solidificación: paso de líquido denso a sólido por enfriamiento (también se da en la formación de rocas magmáticas). Pero en todos los casos se requieren las adecuadas condiciones de espacio (dónde cristalizar), tiempo (que transcurra cierto tiempo) y reposo (que no se perturbe el medio durante el proceso de cristalización). Cuanto mejores sean las condiciones, mayores serán los cristales que se obtengan.


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B – WZdyWZ/DEd> 1) Obtención de cristales por evaporación del agua de una disolución -Cristales de NaCl o sal común Diluimos NaCl hasta obtener una disolución saturada. Ponemos 50 ml de esa disolución saturada en un plato. Tomamos 25 ml de disolución de NaCl saturada, los echamos en otro plato y añadimos 25 ml de agua. Por último, ponemos en un tercer plato 12'5 ml de NaCl saturada + 37'5 ml de agua. Dejamos los tres platos en reposo durante varios días. Hacemos lo mismo con las 3 disoluciones (saturada, 1/2 saturada y 1/4 sat.) en 3 tubos de ensayo. Dejamos reposar. Anotamos los resultados de la cristalización y explicamos de qué forma ha influido la mayor o menor concentración y el mayor o menor espacio disponible en el proceso de cristalización. -Cristales de sulfato de cobre (Cu SO 4 ) Ponemos en un matraz Erlenmeyer 25 ml de agua y añadimos 5 g de Cu SO 4 (así tendremos una disolución l/5). Llevamos 15 ml de disolución l/5 a una placa de Petri y añadimos 15 ml de agua (tendremos así una disolución que llamaremos "A", igual que a la placa de Petri que la contiene). En la placa de Petri "B" pondremos 15 ml de la disolución "A" + I5 ml de agua. En la placa de Petri "C"' diluiremos 15 ml de la disolución "B" con 15 ml de agua. (Quitamos a continuación 15 ml de la placa "C" para que contenga el mismo volumen de líquido que la "A" y la "B": 15 ml). Dejamos reposar las 3 placas. 5

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5

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Por último, tomaremos 10 ml de la disolución I/5 y los introduciremos en un tubo de ensayo. En el tubo de ensayo introduciremos un pequeño fragmento de vidrio pendiente de un hilo. El hilo estará atado a un palillo, tal y como muestra la figura. Para favorecer la rapidez de cristalización en el tubo de ensayo aplicaremos desde lejos calor con ayuda de un mechero de alcohol. -Cristales de ácido bórico (H 3 BO 3 ) Preparamos una disolución saturada de ácido bórico. Tomamos 15 ml de esa disolución y los ponemos en una placa de Petri ("A"). Tomamos 15 ml de disolución saturada y los ponemos en otra placa de Petri ("B") y añadimos 15 ml de agua. Tomamos 15 ml de la placa "B" y los ponemos en otra placa ("C") y añadimos 15 ml de agua. Desechamos 15 ml de la placa "C" para que las 3 placas tengan el mismo volumen de disolución. Dejamos reposar. 5

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2) Obtención de cristales por sublimación: Machacamos -con ayuda de un mortero- piezas de naftalina hasta reducirlas a polvo. Colocamos el polvo de naftalina en un crisol o en una pequeña lata de conservas, y cubrimos el recipiente con un cono de cartulina de color oscuro (el cono -tal y como aparece en la figura- tendrá un pequeño orificio en la punta y unas puntadas de hilo negro que lo seccionan a media altura).


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Calentamos el conjunto con ayuda de un mechero de alcohol. Lo haremos en la ventana del laboratorio para evitar respirar los gases. Describimos los cristales que se forman en la cartulina y sobre los hilos. 3) Obtención de cristales por solidificación Ponemos azufre en polvo en un crisol (o en una lata de conservas pequeña). Calentamos con ayuda de un mechero de alcohol, en la ventana del laboratorio, para evitar respirar los gases. Cuando el azufre está en estado líquido, retiramos el recipiente del fuego y lo dejamos enfriar. Antes de que se enfríe introducimos un tornillo de cabeza ancha y lo retiramos lentamente cuando veamos que la superficie se va solidificando. Describimos los cristales que se han formado en la cabeza del tornillo y en el hueco dejado al retirarlo.

Algunos detalles que conviene tener en cuenta 1) Cristalización por precipitación Para preparar las disoluciones saturadas de sulfato NaCl y bórico hay que “armarse de paciencia”. Con esto quiero decir que, si añadimos la sal común en el agua y removemos, al cabo de pocos minutos parece que ya no se disuelve más. Sin embargo, nos equivocaríamos si considerásemos que lo que permanece líquido equivale a una disolución de NaCl saturada: si esperamos unas horas, comprobaremos que quizá llegue a disolverse todo lo que aparecía en el fondo del recipiente. Algo parecido sucederá con el sulfato de cobre y con el ác. bórico.


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En el caso del sulfato de cobre y del ác. bórico, si calentamos un poco el agua, puede acelerarse el proceso de disolución (ya que ambas sustancias incrementan notablemente su solubilidad en agua con la temperatura), pero tendremos que tomar la precaución de esperar después un tiempo (quizá removiendo la disolución para que sea más breve) a que se enfríe y retirar entonces la fase líquida como disolución saturada. Con la sal común no nos sirve esto: sólo paciencia para esperar a que se disuelva (ya que su solubilidad en agua apenas varía con la temperatura). Lo importante no es que las disoluciones originales sean exactamente saturadas, sino que las que se obtengan a partir de estas tengan respectivamente una concentración de ½ y ¼: para así observar la influencia de la concentración en la velocidad del proceso y en las dimensiones de los cristales obtenidos. Cuando la práctica se realiza en una época lluviosa (p. ej. en octubre), aunque la cristalización vaya bien, cuando llegan días húmedos los cristales de NaCl absorben agua (por lo que se retrasa el proceso). 2) Cristalización por sublimación y por solidificación Conviene tomar la precaución de llevar a cabo esta parte de la práctica cerca de la ventana del laboratorio (los gases de azufre y de naftaleno son tóxicos y aquéllos, además muy irritantes). Como el proceso de cristalización en estos casos es rápido, puede realizarse esta parte de la práctica el día que consideremos ya terminada la cristalización por precipitación (los alumnos sencillamente observarán ese día las características de todos los cristales). Los conos de cartulina con hilo cosido por dentro no son fáciles de fabricar (al menos para los que somos un poco torpes con las manualidades): por experiencia, vale la pena que los alumnos vean los cristales de naftalina en el cono y en los hilos sin necesidad de romper la estructura (los cristales se ven bien y se ahorra mucho trabajo). Al terminar la práctica, podemos tirar los restos de azufre ya sólido en la papelera. Los de naftaleno mejor no (salvo que deseemos que nuestro laboratorio huela igual que un armario durante mucho tiempo): si lo hacemos, mejor será que atemos la bolsa de plástico que los contiene, para que no sigan sublimándose.

C – INFORME Realizar la descripción de las actividades realizadas en este trabajo práctico.


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TRABAJO PRACTICO N° 6: PREPARACION Y RECONOCIMIENTO DE COMPUESTOS INORGANICOS TEMARIO 9 Reacciones Químicas. 9 Obtención de Compuestos Inorgánicos K:d/sK^ 9 Obtener compuestos inorgánicos 9 Reconocer las principales familias de compuestos inorgánicos 9 Nomenclar Compuestos Inorgánicos A- INTRODUCCIÓN TEÓRICA Los compuestos inorgánicos resultan de la combinación de varios elementos que se enlazan químicamente. Un enlace químico es una atracción entre dos átomos mediante el intercambio de sus electrones de valencia. Los átomos se enlazan de acuerdo a su número de electrones de valencia buscando su estabilidad completando los ocho electrones requeridos en el nivel valencia (Ley del octeto). Estos compuestos se nombran según, un método sistemático, como recomienda la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Idealmente, cualquier compuesto debería tener un nombre del cual se pueda extraer una fórmula química sin ambigüedad, actualmente se aceptan tres tipos de nomenclatura: Nomenclatura Tradicional; Nomenclatura por Numerales de Stock, y Nomenclatura por Atomicidad o IUPAC. Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades químicas características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion hidrógeno H +1 ; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH -1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: ſǆŝĚŽƐ͕ŚŝĚƌƵƌŽƐ͕bases͕ ácidos Ǉ sales. 3

3

3

3

B- WZdyWZ/DEd> KdE/KEhEKy/K^/K Se obtiene haciendo reaccionar un ____________ con O 2 5

1. Obseva y anota las caracteristicas del Magnesio.


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2. Usa una pinza de metal y calienta un trozo de la cinta de Magnesio sobre la llama del mechero. Cuando comiencer la combustion de la misma colocala en un frasco y cierra la tapa. 3. Observa el sistema e indica ¿Qué sustancias reaccionan? ¿Cuál es el producto que se forma? ¿Qué caracteristicas tiene? 4. Completa la ecuacion: 2 Mg + O 2 5. ¿Qué tipo de Reaccion quimica es? 5

KdE/KEhE,/ZKy/K Se obtiene haciendo reaccionar un ___________ con H 2 O 5

5

1. Utiliza el frasco de la experiencia anterior y agraga 10 ml de agua destilada. 2. Tapa nuevamente y agita el frasco. 3. Utiliza papel tornasol azul y rojo, coloca un trozo de cada uno en el frasco. Cambios: Tornasol azul________________ Tornasol rojo_________________ 4. Observa el sistema e indica ¿Cuál es el producto formado? ¿Qué caracteristicas tiene? 5. Escribe la ecuacion que representa lo ocurrido.

6. ¿Qué tipo de reaccion quimica es? KdE/KEhEKy/K/K Se obtiene haciendo reaccionar un ___________ con O 2 5

1. Observa las caracteristicas del azufre y anotalas. 2. Coloca una pequeña cantidad de de azufre en la cuchara de combustion. Calienta la misma hasta que el azufre empiece a arder. Coloca la cuchara en un frasco y tapa inmediatamente. 3. Observa el sistema e indica: ¿Qué sustancias reaccionan? ¿Cuál es el producto que forman? ¿Qué caracteristicas tiene? 4. Completa la ecuacion: S + O2 5. ¿Que tipo de reaccion es? 5

KdE/KEhEKy/K/KKy/K Se obtiene gaciendo reaccionar______________ con H 2 O 5

5

1. Agrega 10 ml de agua destilada al frasco de la experiencia anterior. Tapa rapidamente y agita el frasco. 2. Utiliza papel tornasol azul y rojo, coloca un trozo de cada uno en el frasco. Cambios: Tornasol azul________________ Tornasol rojo_________________ 3. Observa el sistema e indica ¿Cuál es el producto formado? ¿Qué caracteristicas tiene?


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4. Escribe la ecuacion que representa lo ocurrido.

5. ¿Qué tipo de reaccion quimica es?

C- INFORME Realizar la descripción de las actividades realizadas en este trabajo práctico utilizando el “Esquema orientador para la elaboración de informes de laboratorio”.


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 7 “REACCIONES QUÍMICAS” TEMARIO - Transformaciones químicas - Tipos de reacciones químicas: combinación – descomposición – desplazamiento – desplazamiento doble – combustión – ácido/base – óxido reducción – precipitación. K:d/sK^ - Conocer los diferentes tipos de reacciones químicas - Realización experimental de una reacción química con desprendimiento de gas - Realización experimental de reacciones con formación de precipitado. - Apreciación de la utilidad del uso de indicadores en reacciones sin evidencia visible - Desarrollar conciencia de la necesidad de respetar las normas de seguridad en el laboratorio. A – INTRODUCCIÓN TEÓRICA 1) Transformaciones Químicas: En una reacción química se produce un reordenamiento en las combinaciones químicas de los átomos. En otras palabras, durante una reacción química ocurre una transformación, un cambio de la naturaleza de la materia: las sustancias reaccionantes y las sustancias que se producen (productos) son distintas. Tal reordenamiento de los átomos es convenientemente representado por las ecuaciones químicas que son la representación simbólica de una reacción química en términos de las fórmulas químicas. Los cambios asociados a una reacción química pueden ir acompañados de evidencias detectables por los sentidos, como por ejemplo: desprendimiento de un gas, formación o desaparición de un precipitado, desprendimiento o absorción de calor, cambio de color. Estas evidencias son, usualmente, fáciles de “ver”: los gases se desprenden de las soluciones formando burbujas, los precipitados son sólidos que en algunos casos pueden estar tan finamente divididos que dan una apariencia “lechosa”, el desprendimiento o la absorción de calor son fácilmente detectables por el sentido del tacto, etc. En otros casos, las reacciones químicas transcurren sin que puedan ser percibidas directamente por los sentidos. Esto es diferente de lo que ocurre en una transformación física, durante la cual se producen cambios de las propiedades físicas de una sustancia (por ejemplo, densidad, estado de agregación, etc.), pero no ocurre ningún cambio en la naturaleza de la sustancia.

SE TRANSFORMAN

Zd/sK^


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WZKhdK^


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Algunos tipos comunes de reacciones: En general, las reacciones químicas pueden agruparse según ciertos patrones de similitud. Si bien se han propuesto distintos esquemas de clasificación, en este curso veremos una clasificación tradicional basada en la manera en que se reordenan los átomos (o grupos de átomos) durante la reacción química. Esta clasificación incluye los siguientes tipos de reacciones: ϭ͘ ZĞĂĐĐŝŽŶĞƐ ĚĞ ĐŽŵďŝŶĂĐŝſŶ͕ en las cuales dos o más sustancias reaccionan para formar un producto (A + B ї C) Ejemplos: 2 Na (s) + Cl 2(g) їϮEĂů (s) N 2(g) + 3 H 2(g) їϮE, 3(g) CaO (s) + H 2 O (l) їĂ;K,Ϳ 2 (s) 5

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2. Reacciones de descomposición: un solo reactivo se descompone para formar dos o más sustancias. Muchos compuestos se comportan de esta forma cuando se calientan. (C ї A + B) Ejemplos: 2 KClO 3(s) ї2 KCl (s) + 3 O 2(g) CaCO 3(s) ї CaO (s) + CO 2(g) 5

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ϯ͘ ZĞĂĐĐŝŽŶĞƐ ĚĞ ĚĞƐƉůĂǌĂŵŝĞŶƚŽ͕ en las cuales un elemento reacciona con un compuesto y desplaza a otro elemento del mismo (A + BX ї AX + B) Ejemplos: Cu (s) + 2 AgNO 3(ac) ї 2 Ag (s) + Cu(NO 3 ) 2(ac) Fe (s) + 2 HCl (ac) ї FeCl 2(g) + H 2(g) 5

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4. Reacciones de desplazamiento doble o metátesis. En este caso, los reactivos intercambian átomos o iones (AX + BY ї AY + BX). Cuando los reactivos son compuestos iónicos en solución, las partes intercambiadas son los cationes y aniones de los compuestos. Ejemplos: 2 KI (ac) + Pb(NO 3 ) 2(ac) ї 2 KNO 3(ac) + PbI 2(s) HCl (ac) + NaOH (ac) ї HOH (l) ** + NaCl (ac) 5

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** H 2 O (hemos escrito la fórmula del agua como HOH para enfatizar el intercambio de iones) 5

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5. Reacciones de combustión. Este tipo de reacciones son rápidas y, generalmente, producen una flama. Uno de los reactivos es, siempre, oxígeno (a menudo O 2 del aire). 5

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Ejemplos: CH 4(g) + 2 O 2 їCO 2(g) + 2 H 2 O (l) 2 C 4 H 10 + 13 O 2(g) ї 8 CO 2(g) + 10 H 2 O (l) 5

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Estos ejemplos ilustran una clase de reacciones que comprenden la combustión de compuestos de hidrocarburos (compuestos que contienen solamente C e H, como CH 4 y C 4 H 10 ). Cuando los hidrocarburos entran en combustión, reaccionan con O 2 para formar CO 2 y H 2 O. Cuando hay una cantidad insuficiente de O 2 , se producirá monóxido de carbono (CO) (combustión incompleta). Con una restricción aún mayor de O 2 se ocasionará la producción de finas partículas de carbono que podemos llamar hollín. La combustión completa produce CO 2 . 5

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La combustión de los compuestos que contienen átomos de oxígeno, así como carbono e hidrógeno, también producen CO 2 y H 2 O: Ejemplo: CH 3 OH (l) + 3/2 O 2(g) ї CO 2(g) + 2 H 2 O (l) 5

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6. Reacciones de sustitucion: un elemento desplaza a otro, ocupando su lugar en la molecula. 7. Reacciones de sustitucion doble: ocurre entre dos compuestos en los que ocurre un intercambio mutuo de elementos y se forman dos productos diferentes. 8. Reacciones de Neutralizadion: ocurre entre un acido y una base con la formacion de una sal neutra mas agua. Cabe destacar que además de esta clasificación tradicional de tipos de reacciones, podemos encontrar otras clasificaciones. Existen muchas reacciones, que además de encontrarse en algunos de los grupos mencionados antes, también pueden ubicarse dentro de tres categorías más amplias de tipos de reacción: ƌĞĂĐĐŝŽŶĞƐ ĄĐŝĚŽ ďĂƐĞ͕ ƌĞĂĐĐŝŽŶĞƐ ĚĞ ſǆŝĚŽ ƌĞĚƵĐĐŝſŶ Ǉ reacciones de precipitación. Por ejemplo, las reacciones de combustión son reacciones de óxido-reducción y muchas reacciones de desplazamiento doble son reacciones ácido base o reacciones de precipitación. En el presente trabajo experimental se llevarán a cabo distintas reacciones con el objeto de clasificarlos dentro de estos distintos tipos y de sacar conclusiones respecto de la evidencia asociadas con las mismas. B- PARTE EyWZ/DEd> Experiencia nº1: Ejemplos de reacciones químicas que transcurren con cambio de color en la solución y/o desprendimiento de un gas. a) En un tubo de ensayo colocar 3 mL de una solución de ácido nítrico, HNO 3 . Introduzca un trozo de alambre de cobre y observe los cambios que se producen. 5

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NOTA: Si cae alguna gota de HNO3 sobre la piel, dejará una mancha amarilla que es difícil de eliminar. El ácido nítrico destruye también la ropa. Lave las salpicaduras con abundante agua. Experiencia nº2: Reacción de Oxido reducción. Materiales: 2 tubos de ensayo, gradilla, solución de CuSO 4 al 15% p/v, Cinc en granallas. 5

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Procedimiento: 1. En dos tubos de ensayo coloque aproximadamente 2 ml de solución de CuSO 4 (un tubo queda como testigo y el otro se utiliza en la reacción). - Indique que iones se encuentran en solución. - ¿A que iones se debe el color de la solucion? 2. Observe las granallas de Cinc y responda: - ¿Qué particulas constituyen una granalla de Cinc? - ¿son neutras o con carga electrica? 3. Agregue una Granalla de Cinc a los tubos de ensayo. Deje en reposo unos minutos. 4. Observe si se forma un precipitado, si hay una disminucion de color o si se desprende algún gas. - En caso de haberse formado un precipitado ¿de que es? 5


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- Si la solucion esta mas clara, explique por que - Si hay desprendimiento de un gas, ¿de que es? 5. Escriba la ecuacion que representa esta reaccion, colocando los iones que corresponden: 6. Responda: - ¿Que les sucedió a los iones Cu+2 desde el punto de vista electico? ¿Por qué? - ¿En que se transformaron los atomos de Cinc? ¿Por qué? 7. Cuando un átomo o ion pierde o gana uno o más electrones se ŽǆŝĚĂ͕mientras que si gana uno o más electrones se reduce. En la reacción realizada: - ¿Quién se oxida? ¿Por qué? - ¿Quién se reduce? ¿Por qué? - ¿Hubo intercambio de electrones? ¿entre quienes? ¿Cómo se denomina el proceso? Experiencia nº3: Reacción de neutralización Acido- Base: obtención de una sal neutra. Materiales: 2 vasos de precipitado de 100 ml, 1 varilla de vidrio, balanza, vidrio reloj, papel indicador, solución de HCl y solución de Na (OH), mechero y tela metálica. Procedimiento: 1. Pesar el vaso de precipitado número 1 y anotar el resultado 2. Luego colocar 20 ml de la solución de HCl y tocar el extremo del papel indicador. Observar y comparar el color con la tabla de registro. Anotar el valor de pH según lo observado. 3. Lavar y secar la Varilla. 4. Pesar el vaso de precipitado numero 2 anotar el resultado. 5. Luego colocar 20 ml de solución de Na (OH) (medir con Probeta). Pesar nuevamente y registrar el resultado. Con la punta de la varilla (limpia y seca) mojar en la solución de la base y tocar el papel indicador. Observar y comparar con la tabla de registro. Anotar el valor de pH según lo observado. 6. Calcular cual es la masa de los reactivos (HCl y Na (OH)). Anotar el resultado. No olviden descontar el peso de los vasos vacíos. 7. Añadir con mucha precaución, sin acercar el rostro y sin salpicar, la solución de ácido (vaso 1) en el vaso 2 que contiene la solución de la base (hidróxido). Agitar suavemente con la varilla de vidrio y tocar con la misma el papel indicador, anotar el valor de pH según lo observado. 8. Anotar los cambios. 9. Pesar nuevamente el vaso de precipitados con los productos de reacción y calcular el valor de la masa de los productos. No olviden descontar el peso del vaso. 10. En una capsula de porcelana evaporar un poco del producto para obtener la sal seca. ZĞŐŝƐƚĞǇĂŶŽƚĞůŽƐƌĞƐƵůƚĂĚŽƐǇĞůĂďŽƌĞƵŶĂĐŽŶĐůƵƐŝſŶ͘ Experiencia 4: Reacción de precipitación. Materiales: 4 tubos de ensayo, 1 gradilla, espátula, 2 cuentagotas, nitrato de plata, sulfato de cobre II, sulfato de Hierro II, Cloruro de hierro III, Cloruro de Bario y de sodio. Procedimiento: Parte A: Reacción con el Cloruro de Bario. 1. Colocar agua destilada en los cuatro tubos de ensayo, hasta un tercio de su altura.


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2. Añadir a dos de estos tubos la punta de la espátula de Sulfato de Cobre II en uno de ellos y Sulfato de Hierro en el otro. Dejar caer en ambos tubos, con el cuentagotas, varias gotas de la disolución de Cloruro de Bario. Observar lo que sucede y registrarlo en la tabla. K^Zs/KE^

TUBO

Parte B: Reacción con el Nitrato de Plata. 1. Añadir a los otros dos tubos de ensayo la punta de la espátula de Cloruro de Sodio y de Cloruro de Hierro III. Dejar caer en ambos tubos con el cuentagotas, varias gotas de la disolución de Nitrato de Plata. Observar lo que ocurre y registrarlo en la tabla. K^Zs/KE^

TUBO

Concusiones: TUBO

Zd/sK^

COMPUESTO INSOLUBLE ;ƉƌĞĐŝƉŝƚĂĚŽ͕ĐŽůŽƌͿ

REACCIÓN Ecuación completa.

NOTA: Cualquier gota de AgNO 3 que caiga sobre su ropa o piel deja una mancha pardonegruzca que es difícil de quitar. Lávese cualquier salpicadura con abundante agua o con solución de tiosulfato de sodio. 5

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C- INFORME Realizar la descripción de las actividades realizadas en este trabajo práctico.


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 8 “SOLUBILIDAD” TEMARIO Solubilidad de sólidos en distintos solventes. Efecto de la temperatura. Cálculo de concentraciones. K:d/sK^ - Evaluación de la solubilidad de cloruro de sodio en agua y alcohol etílico. - Determinar el punto de saturación del sulfato de cobre en solución acuosa. A – INTRODUCCIÓN TEÓRICA La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gr. de disolvente a una temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente. Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada. Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20ºC la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M y en alcohol etílico (C 2 H 6 O), a esa misma temperatura, es 0,009 M. Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia. 5

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La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura. Se trata de procesos en los que el sistema absorbe calor para apoyar con una cantidad de energía extra el fenómeno la solvatación. En otros, sin embargo, la disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.


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La experiencia cotidiana indica que las diferentes sustancias no presentan la misma solubilidad en un determinado solvente y que, además, una misma sustancia puede ser soluble en un solvente e insoluble en otro. Por ejemplo, si se agrega sal de cocina en un recipiente con suficiente agua los cristales de sal desaparecerán dentro del agua formándose una solución, por eso se dice que la sal es soluble en agua, sin embargo, ¿se puede seguir agregando indefinidamente sal al mismo volumen de agua y esperar que siempre se disuelva; o hay un límite en la cantidad de sal que se puede disolver? Por el contrario, si en lugar de sal se agrega arena limpia al mismo recipiente ésta se humedecerá pero los granos de arena continuaran intactos en el fondo del recipiente, debido a que la arena es insoluble en agua. Las sustancias líquidas también presentan diferente solubilidad en los distintos solventes. Por ejemplo, para limpiar una mancha de aceite sobre tela no se emplea agua sino algún solvente orgánico ya que el aceite es insoluble en agua pero es soluble en algunos solventes orgánicos. El objetivo del presente trabajo práctico es observar estos mismos fenómenos en el laboratorio y explicarlos con la ayuda de la tabla de solubilidades que se da a continuación y con los cálculos correspondientes. Sal

SOLUBILIDAD (gramos de sal/100 g de agua) T = 20 ºC T= 100 ºC 35,7 39,1 31.6 203.3

NaCl CuSO 4 · 5 H 2 O 5

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B- WZdyWZ/DEd> ǆƉĞƌŝĞŶĐŝĂEǑϭ͗ Solubilidad de una sal en diferentes solventes. En esta experiencia se comparará la solubilidad de NaCl en agua y en alcohol etílico. Técnica: a. Rotular dos tubos de ensayo (Nº 1 y Nº 2) b. Colocar en el primer tubo 3,00 mL de agua y en el segundo 3,00 mL de alcohol etílico. c. Agregar en ambos tubos 0,5 g de NaCl. Agitar y observar. d. Agregar en el primer tubo 1,5 g más de NaCl. Agitar y observar. Con los datos de la tabla realice los cálculos para completar el informe. IMPORTANTE: El alcohol etílico es una sustancia inflamable. ǆƉĞƌŝĞŶĐŝĂEǑϮ: Solubilidad de CuSO 4 · 5 H 2 O en agua. Efecto de la temperatura. 5

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En esta experiencia se agregarán distintas cantidades de droga sólida a iguales volúmenes de agua obteniéndose soluciones cuyas concentraciones aumentan hasta alcanzar la saturación. Este aumento en la concentración se visualizará a través de una propiedad intensiva como es el color de las distintas soluciones. Además se observará el efecto de la temperatura en la solubilidad de la sal. Técnica: a. Rotular cuatro tubos de ensayo (desde 1 a 4) b. Colocar 6,00 mL de agua en cada tubo. c. Agregar en cada tubo las cantidades de CuSO4.5 H2O que se indican a continuación:


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Tubo Nº 1: 0,25 g Tubo Nº 2: 1,0 g Tubo Nº 3: 2,5 g Tubo Nº 4: 3,5 g d. Agite vigorosamente todos los tubos y observe. Complete el informe en base a lo observado y empleando los datos de la tabla para realizar los cálculos. e. Coloque cuidadosamente la mitad del sobrenadante del tubo Nº 4 en otro tubo obteniendo dos soluciones (A y B). Tubo A: Solución de CuSO 4 sin presencia de sólido. Tubo B: Solución de CuSO 4 en equilibrio con sólido. 5

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f. Coloque una pequeña porción de CuSO4.5 H2O en el tubo A. Agite vigorosamente y compare los colores de los tubos A y B. g. Caliente suavemente el tubo B hasta ebullición, deteniendo inmediatamente el calentamiento para evitar la evaporación de solvente. Observe el resultado ¿Qué conclusiones puede sacar? Deje enfriar y observe. h. Calcule el volumen de agua necesario para disolver todo el sólido presente en el tubo 3. Agregue este volumen en porciones de 2,00 mL, agitando vigorosamente después de cada agregado. Observe el resultado. Complete el informe. i. ¿Qué cantidad de agua se debe agregar al tubo Nº 3 para disolver todo el sólido? ǆƉĞƌŝĞŶĐŝĂŶƵŵƌŽϰ͗ Materiales: - - - - - - -

- - - - - - -

12 tubos de ensayo 12 varillas de vidrio 1 gradilla 1 cucharita 1 lapiz fibra negro 1 pipeta de 1 ml Trapo

Agua destilada Alcohol etilico puro Acetona Aceite vegetal Azucar de mesa Sal gruesa (gruesa) Sulfato Cuprico triturado

Procedimiento: 1) En una gradilla ubica los 6 tubos de ensayo, y enumeralos con la fibra de 1 a 6 2) En los tres primeros tubos vierte aproximadamente 1 ml de alcohol etilico, de acetona y de aceite vegetal, respectivamente. En los tres siguientes coloca una punta de cucharita de azucar, de sal gruesa y de sulfato cuprico, respectivamente. 3) En cada uno de los 6 tubos de ensayo añade agua destilada hasta la mitad del tubo. 4) Revuelve el contenido de cada tubo con una varilla de vidrio o plastico. 5) Deja reposar unos minutos


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6) Observa atentamente y luego responde: a) b) c) d)

¿En que tubo se forman soluciones? ¿Por qué son soluciones? ¿Cuál es el solvente? ¿Por qué? ¿Cuáles son los solutos? ¿Por qué? ¿Cuáles son las sustancias solubles en agua? ¿Y las insolubles?

Repite el procedimiento del experiemnto anterior pero usando acetona en lugar del agua y luego responde: a) b) c)

¿En que tubo se forman soluciones? ¿Cuál es el solvente? ¿Cuáles son las sustancias solubles en acetona? ¿ Y las insolubles?

ǆƉĞƌŝĞŶĐŝĂEƵŵĞƌŽϱ͗ Una solucion saturada es aquella que ya no admite mas soluto por disolver en una determinada cantidad de solvente. Se llama solubilidad a la maxima concentracion de soluto que admite una determinada cantidad de disolvente a una determinada temperatura. La grafica a continuacion, muestra como varia la solubilidad con la temperatura en algunas sustancias. Veremos en la grafica que aunque la solubilidad de algunas sustancias suele aumentar con la temperatura tambien existen excepciones.

Procedimeinto: 1) 2) 3) 4)

¿Cuál es la solubilidad del Nitrato de Potasio a 20° C? ¿Cuántos gramos de Nitrato de Sodio podemos disolver en ¼ litro de agua a 30°C? Diseña un experimento para averiguar la solubilidad del azucar en agua Luego de observar la grafica anterior responde:


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a) ¿Cuál es la sal mas soluble a 40°C? ¿Cuál es su solubilidad? b) ¿Que masa de NaNO 3 puede disolverse completamente en 100g de agua a 60°C? c) ¿A qué temperatura el NaCl y el NaNO 3 dan soluciones saturadas de igual concentracion? d) ¿Qué masa de agua se necesita para disolver 80g de KCl y obtener una solucion saturada a 40°C? e) Indicar a qué temperatura se debe calentar una solucion saturada disolviendo 60g de sal en 300 ml de agua f) Se mezclaron 60g de cada una de las sales indicadas en el grafico en 200ml de agua, cada una en un recipiente distinto. Indicar en que casos se observará un sistema heterogeneo si la temperatura del sistema es de 40°C g) Indicar que masa de NaBr se debe disolver a 60°C para obtener una solucion no saturada. h) En cada uno de los casos anteriores, ¿Cuándo las soluciones son saturadas? i) ¿Cuántos moles y cuantas moleculas de NaBr hay en la solucion del punto g j) ¿Qué porcentaje m/m tiene esa misma solucion? 5

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LAVAR EL MATERIAL EMPLEADO C- INFORME Realizar la descripción de las actividades realizadas en este trabajo práctico.


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 9 “SOLUCIONES” TEMARIO - Preparación de soluciones de uso común en el laboratorio químico. K:d/sK^ - Que el alumno sea capaz de comenzar el en la técnica adecuada de preparación de soluciones a partir de sólidos y líquidos. - Incorporar el concepto de concentración de una solución en sus diferentes formas de expresión desde la experimentación - Analizar la exactitud de la concentración de las soluciones preparadas e introducir el concepto de patrón primario. - Comenzar a familiarizarse con diluciones y factores de dilución desde la preparación personal de las mismas. A – INTRODUCCIÓN TEÓRICA Una solución se puede definir como una mezcla homogénea de sustancias puras. Las soluciones verdaderas constan de un disolvente y uno o más solutos que se disuelven en ella. Los solutos pueden ser iones o moléculas. Las soluciones incluyen diversas combinaciones en que un sólido, un líquido o gas actúan como disolvente o soluto. Para caracterizar una solución se debe iniciar no solo sus componentes sino también las cantidades relativas en que se encuentran, es decir la cantidad de los diversos componentes presentes en una cantidad dada de solución o solvente.

>Ă ĐŽŶĐĞŶƚƌĂĐŝſŶ ĚĞ ƵŶĂ ƐŽůƵĐŝſŶ͕ ƋƵĞ ŝŶĚŝĐĂ ůĂ ĐŽŵƉŽƐŝĐŝſŶ ĚĞ ƵŶĂ ŵĞǌĐůĂ͕ ƐĞ ĞǆƉƌĞƐĂ como una relación entre la cantidad de soluto en una determinada masa o volumen de solución o en otros casos la cantidad de soluto se relaciona con una masa o volumen de disolvente.

Según sea la unidad elegida para expresar estas cantidades se conforma una nueva unidad compuesta, que nos sirve para expresar la concentración de la solución.

La concentración indica la composición de la mezcla que llamamos solución.


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&KZD^yWZ^Z>KEEdZ/MEhE^K>h/ME͗ A- Unidades físicas: 9 Tanto por ciento en masa o en volumen: expresa la cantidad de soluto (en masa o volumen) en cien partes (en masa o volumen) de solución. Para mezclas de gases o líquidos se emplea corrientemente la relación en volumen : %m/v =

Masa de soluto Volumen de solución

x 100

% m/m =

Masa de soluto Masa de solución

x 100

% v/v =

Volumen de soluto Volumen de solución

x 100

EJEMPLO N° 1: Una solución concentrada de HCl es generalmente 36% en masa; esto significa que contiene 36 gramos de HCl puro (soluto) por cada 100 gramos de solución. Esta es la unidad de concentración preferida por los fabricantes para las soluciones concentradas de ácidos. Todas estas soluciones tienen escrito en su rotulo un dato adicional muy importante su densidad, que es indispensable para preparar otras soluciones de trabajo a partir de ellas. EJEMPLO N°2: Una solución NaCl al 10% m/v significa en 100 ml de solución contiene 10 gramos de dicha sal 9 Partes por millón (ppm): esta unidad de concentración se utiliza para aquellas soluciones en las que el soluto está presente en muy pequeñas cantidades. Se emplea para demostrar la presencia de tazas o vestigios de sustancias en determinadas soluciones. Así una parte en un millón de partes seria por ejemplo. 1 g de soluto . 1.000.000 g de solución

Pero generalmente la cantidad de soluto está por debajo del gramo, dijimos que estas cantidades eran muy pequeñas y se prefiere entonces una unidad de más pequeña, como el mg o sea que tendríamos entonces:


400


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1 mg soluto . 1000g de solución

Como la densidad de estas soluciones es muy baja y prácticamente igual a la del agua (1g/ml) esos 1000 gramos de solución corresponden entonces a 1000 ml de solución, así llegamos a expresar ppm como: ppm = mg soluto l de solución

ó

ƉƉŵсʅŐƐŽůƵƚŽ ml solución

EJEMPLO N° 3: En la etiqueta de los envases de agua mineral se indica la concentración de catión Na+ como 120 ppm o 120mg Na+/ l de agua mineral. ¿Cuántos mg de Na+ se ingieren al tomar 250 ml de agua mineral? 250 ml agua mineral x

1 L agua mineral x 120 mg Na+ 103 ml agua mineral 1 L agua mineral

= 30 mg Na+

B- Unidades químicas: Se expresa la cantidad de soluto en unidades químicas como moles o equivalentes. 9 Molaridad: es el número de moles de soluto por litro de solución. Se simboliza con la letra M. Esta es una de las concentraciones de la solución más utilizadas. M = moles de soluto Litro solución

ó

M = mmol de soluto ml de solución

Por lo tanto el número de moles o milimoles puede calcularse: DŽůĞƐсDǆsŽů;>Ϳ

Mol sustancia x L solución

ó

mmol = M ǆ sŽů;ŵůͿ

mmol sustancia x ml solución

EJEMPLO N° 4: Una solución de glucosa 0.250 M contiene 0.250 moles de glucosa en 1 lts de solución o 0.250 mmol en 1 ml de solución. En 50 ml de solución contiene: 50 ml por 0.250mmol /ml = 12.5mmol de glucosa


400


401

9 Fracción molar: es el tanto por 1 referido a moles. Es la concentración de una solución expresada como relación entre el número de moles de uno de los componentes y el número total de moles de la solución. Se representa con la letra X. Para una solución contiene a los componentes A y B la fracción molar de A y de B serán respectivamente: XA =

n° moles de A n° moles de A + n° moles de B XB = n° moles de B n° moles de A + n° moles de B 5

5

5

5

Siempre se cumple que y A н y B = 1 o sea que la suma de las fracciones molares de todos los componentes de la solución es igual a uno. 5

5

5

5

EJEMPLO N° 5: Si 150 g de una solución contienen 6.30 g de HNO 3 . ¿Cuál es la fracción molar del soluto y la del solvente? 5

5

6.30 g de soluto = a 0.100 moles del soluto 150g de solución – 6.30 gramos de soluto = 143.70 g de solvente = 7.98 moles de agua X soluto = 0.100 / 8.08 = 0.0123 X solvente = 7.98/8.08= 0.988 0.0123 + 0.988 = 1.00 5

5

5

5

9 Normalidad: se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución o lo que es igual N° de milieqivalentes (meq) por ml de solución. Se representa como N. N = Eq de soluto L de solución

ó

N = meq de soluto ml de solución

El peso equivalente de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que reacciona con o que produce una determinada cantidad de otra sustancia. Así de acuerdo al tipo de reacción en la que participa una sustancia su peso equivalente puede ser diferente. En reacciones acido - base el peso equivalente de una sustancia es el peso de la misma que reacciona con o que produce un mol de protones. En reacciones de óxido - reducción el peso equivalente de una sustancia será la cantidad de la misma que produce o reacciona con un mol de electrones. El peso equivalente de un ácido o una base se define como la masa que resulta de dividir la masa de un mol del compuesto por el número de protones u oxidrilos liberados durante la ionización, respectivamente. En cada caso, se supone que las moléculas de ácido o base se ionizan totalmente. El equivalente de una sal (producto de la neutralización entre un ácido y una base) resulta de dividir la más de un mol de sal por el número de cargas positivas o cargas negativas que el compuesto presenta al ionizarse en solución acuosa.


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401

Por tanto el número de equivalentes puede calcularse: ƋƵŝǀĂůĞŶƚĞƐсEǆsŽů;>Ϳ

ŵĞƋсDsŽů;ŵůͿ

ó

Eq sustancia x L solución

meq sustancia x ml solución

EJEMPLO N°6: Si una solución de acido sulfúrico es 1.25 N significa que tiene 1.25 eq de acido en 1 lts de solución, o 1.25 meq en 1 ml. Por lo tanto 20.0 ml de solución contienen: 20 ml solución x 1.25 meq acido/ 1 ml de solución = 25 meq de acido Si el acido tiene 2 meq/ mmol implica 25 meq x 1 mmol/2 meq =12.5 mmol de acido 9 Molalidad: es la concentración indicada como cociente ente el número de moles de soluto y la masa de solvente expresada en 1000 gr o 1 kg. Se simboliza m m=

Moles de soluto 1000 g de solvente

Una solución 1 m es la contiene un mol de soluto por cada 1000 g de solvente EJEMPLO N° 7: ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 50.0 g de H 2 SO 4 y 250 g de agua? 5

50.0g de H 2 SO 4 x 1 mol H 2 SO 4 98.08 g de H 2 SO 4 5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

5

= 0.510 moles de acido

5

0.510 moles de H 2 SO 4 x 1000 g de agua = 2.04 m 250 g de agua 1 kg de agua 5

5

5

5

Las concentraciones que utilizan unidades de masa son más exactas puesto que la masa no se modifica con la temperatura como le sucede al volumen. Las soluciones de concentración exactamente conocidas, se denominan SOLUCIONES ESTÁNDAR. Se pueden preparar soluciones estándar con algunas sustancias disolviendo una muestra cuidadosamente pesada de solido en suficiente agua para obtener un volumen conocido de solución. Cuando las sustancias no pueden pesarse con exactitud y convenientemente porque reaccionan con los factores atmosféricos como la humedad, los gases etc. Se preparan las soluciones de concentraciones aproximadas y se procede a determinar sus concentraciones enfrentándolas con un patrón primario o sustancia estándar.


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Estandarización es el proceso por el cual se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. La solución estandarizada tiene algo de estandarización tiene una concentración más exacta. Las propiedades de los estándares primarios ideales son: - EŽ ĚĞďĞŶ ƌĞĂĐĐŝŽŶĂƌ ĐŽŶ Ž ĂďƐŽƌďĞƌ ĐŽŵƉŽŶĞŶƚĞƐ ĚĞ ůĂ ĂƚŵŽƐĨĞƌĂ͕ ĐŽŵŽ ǀĂƉŽƌĚĞĂŐƵĂ͕ŽǆŝŐĞŶŽ͕ĚŝſǆŝĚŽĚĞĐĂƌďŽŶŽ͕ĞƚĐ͘ - Deben reaccionar siguiendo una reacción invariable. - Deben tener alto porcentaje de pureza. - Deben tener elevada masa fórmula para minimizar los errores en las pesadas. - ĞďĞŶƐĞƌƐŽůƵďůĞƐĞŶĞůƐŽůǀĞŶƚĞĚĞŝŶƚĞƌĠƐ͘ - EŽĚĞďĞŶƐĞƌƚſǆŝĐŽƐ͘ DILUCIONES: En algunas ocasiones no es necesario preparar soluciones a partir de la droga pura, si no que directamente se pueden preparar a partir de otra solución de la misma droga pero de concentración superior, mediante un proceso llamado DILUCIÓN. Cuando se diluye una solución, al agregar más solvente el número de moles del soluto no experimenta cambio alguno pero el volumen y la concentración si varían. Como se modifica la cantidad de solvente el mismo número de moles de soluto se encontrará en un volumen mayor de solución por lo que disminuye la concentración. Por tanto al diluir el número de moles no se modifica mientras que la concentración si se modifica si se emplea el subíndice 1 para representar la solución más concentrada y el subíndice 2 para representar la solución más diluida, se tiene:

Moles de solución 1

s 1 yD 1 5

5

5

5

Moles de solución 2

=

s 2 yD 2 5

5

5

Esta expresión se puede emplear para calcular cualquiera de las cuatro variables si se conocen las otras tres. Por ejemplo se necesita en el laboratorio una solución diluida y conoce la concentración de la solución madre o solución más concentrada, se puede calcular la cantidad de solución madre para preparar un volumen conocido de solución diluida. Factor de dilución: Es un numero adimensional que indica la cantidad de veces que se diluye, o cuánto más pequeña es la concentración de la solución diluida respecto de la solución madre o más concentrada.


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Puede calcularse de la siguiente manera: Fd = Volumen final Volumen inicial

ó

Fd = Concentración inicial Concentración final

EJEMPLO N° 8: Si necesito diluir una solución 2.00 M para obtener una 0.0200 M. el factor de dilución será: 2.00 M = 100 0.0200 M Este número nos indica que la solución a preparar tiene una concentración 100 veces menor que la solución madre. Para prepara esta solución podrías tomar 1 ml de la solución concentrada y se lleva a volumen final de 100 ml con agua destilada o 10 ml de solución madre para llevar en matraz a 1 lts., estas son algunas de las alternativas posibles. Pero como puedes notar lo importante será mantener la relación que es 100. ¿Qué otra posibilidad de preparar la solución serían igualmente aceptables? ¿Cuál de ellas elegirías? ¿De qué depende tu elección? B- WZdyWZ/DEd> PROCEDIMIENTO: A- PREPARACIÓN DE SOLUCIONES: 1) Preparación de solución con drogas fácilmente solubles o con una pequeña cantidad de droga: Si bien es necesario que conozcamos las diferentes formas de expresar las concentraciones de la solución, no es menos importante saber cómo preparar soluciones de concentración conocida. Para preparar una solución de una sustancia de concentración conocida se pesa exactamente la cantidad deseada en un pesa sustancia, utilizando una balanza analítica. Luego se trasvasa cuidadosamente la droga al matraz, evitando perder sustancia, se enjuaga el pesa sustancia varias veces con el solvente, y se recoge esos pequeños volúmenes de lavado en el matraz con la ayuda de un embudo pequeño, el que deberá tenerse en cuenta en la pesada. Luego se agrega agua destilada. Hasta aproximadamente la mitad del volumen del matraz, y se agita por rotación para que se disuelva completamente la droga. Se adiciona más agua destilada hasta unos centímetros por debajo de la marca de enrase, se deja unos minutos para que la solución alcance la temperatura ambiente y el cuello del matraz esté lo más seco posible. Finalmente se agrega agua, gota a gota, hasta que la parte inferior de la superficie cóncava (menisco) que forma el líquido se ubique en el nivel adecuado, es decir sea tangente a la marca de enrase.


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Se tapa el matraz adecuadamente y se invierte varias veces para homogeneizar, es decir logar que la concentración sea uniforme en toda la solución. La solución preparada se lleva a un frasco limpio y seco o bien un frasco limpio con agua corriente y enjuagado con agua destilada que se lava 2 o 3 veces con unos ml de la propia solución para evitar que se diluya al pasarla al frasco.

Utilizar un matraz perfectamente limpio, pesar la cantidad de droga indicada por el docente. Determine la densidad de la solución utilizando un densímetro u otro método. Determine la concentración de la solución en %m/m; %m/v; m, M y N Registre todos sus datos en el informe. 2) Preparación de soluciones empleando drogas poco solubles: Si se desea preparar una solución con un soluto es poco soluble en el solvente, se pesa la droga en un Becker siguiendo el procedimiento adecuado. Luego disuelva con una cantidad de solvente inferior al volumen del matraz, calienta hasta que la droga se disuelva completamente y deje enfriar a temperatura ambiente. Posteriormente se trasvasa cuantitativamente la solución al matraz. Para esto se enjuaga varias veces el Becker para arrastrar todo el posible resto de solución. El líquido de lavado se vierte en el matraz. Finalmente se procede a enrasar en el matraz, como antes. Tome un Becker perfectamente limpio, pese la cantidad de dicromato de potasio indicada por el docente. Agregue luego 50ml de agua y agite hasta disolver totalmente la droga, si es necesario ayudar la disolución con calor, luego espere que alcance temperatura ambiente. Trasvase el contenido del Becker al matraz de 100 ml en forma cuantitativa, con la ayuda de un embudo. Finalmente enrazar en el matraz. Determine la densidad de la solución. Determine la concentración de la solución en %m/m; %m/v; m, M y N Registre todos sus datos en el informe.


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A- PREPARACIÓN DE DILUCIONES: 1) Diluciones consecutivas: Para efectuar una dilución mida el volumen de solución madre necesario lo más exactamente posible, transfiéralo al matraz aforado, enjuague varias veces con el solvente usado, vierta estos líquidos de lavado en el matraz y luego proceda a enrasar el matraz como se ha indicado anteriormente. Disponga de 3 matraces perfectamente limpios numérelos y realice 3 diluciones consecutivas de la solución preparada en el apartado 1 a Tome el volumen que indique su pipeta aforada de solución madre, viértalo en el matraz complete a volumen y enrase adecuadamente. Posteriormente realice 2 diluciones consecutivas, es decir partiendo de la solución recientemente preparada o solución 1. Para la solución 2 debe partir de la solución 1 y para la 3 de la solución 2. Solución madre

solución 1

Fd 1 5

M1 5

5

5

solución 2

solución 3

Fd 2

Fd 3

M2

M3

5

5

5

5

5

5

Determine la concentración de M de cada una de las soluciones preparadas y establezca los factores de dilución. Establezca además la relación entre los factores de dilución y la concentración de la solución madre y la solución 3. De acuerdo a la concentración de la solución 3 calcule los ppm de esta solución. Registre todos los datos en un informe. 2) Dilución de soluciones coloreadas: Realice igual procedimiento que el indicado en el caso anterior, pero con una solución madre de permanganato de potasio que se le entregará e indicará su concentración. Solución madre solución 1 solución 2 solución 3 de KMnO 4 5

Solución madre de KMnO 4

solución 1

solución 2

Fd 1

Fd 2

solución 3

5

5

M1 5

Color inicial


5

5

Color 1

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5

5

Fd 3 5

M2

M3

Color 2

Color 3

5

5

5


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Observe las diluciones preparadas y compare los colores de cada solución con la solución madre. Relacione la intensidad del color con las concentraciones de las soluciones preparadas. Determine la concentración en M de cada una de las soluciones preparadas y establezca los factores de dilución. Establezca además la relación entre los factores de dilución y la concentración de la solución madre y la solución 3. De acuerdo a la concentración de a solución 3 calcule los ppm de esta solución. Registre todos los datos del informe.

LAVAR EL MATERIAL EMPLEADO C- INFORME Realizar la descripción de las actividades realizadas en este trabajo práctico.


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 10: &dKZ^YhDK/&/E>s>K/ UNA REACCIÓN QUÍMICA TEMARIO - Cinética química. - Factores que modifican las velocidades de Reacción. K:d/sK^ - Relacionar la velocidad de las reacciones químicas con respecto al medio, a la concentración, al tamaño de sus partículas y la presencia de catalizadores. A – INTRODUCCIÓN TEÓRICA El término cinética química se refiere al estudio de las velocidades de reacción y de los factores que influyen en ellas. Para que los átomos, moléculas o iones puedan reaccionar se deben dar tres condiciones: 1- Se deben encontrar, es decir, tienen que chocar. 2- Deben acercarse con la posición adecuada 3- La colisión debe aportar una energía mínima para que la reacción se produzca: energía de activación.

Procedimiento: Materiales: 4 tubos de ensayo, gradilla, solución de Tiosulfato de Sodio, solución de ácido clorhídrico. Procedimiento: 1. Rotular 4 tubos de ensayo y colocar en el número 1, 4 ml de solución de Tiosulfato de sodio, en el número 2, 3 ml en el número 3, 2 ml y en el número 4, 1 ml. 2. Al tubo 1 no se agrega agua. Al tubo 2 agregar 1 ml de agua destilada, al tubo 3, 2 ml de agua y al tubo 4, 3 ml de agua. Se obtienen en todos los tubos 4 ml finales. 3. De a uno por vez, proceder a agregaral tubo numero 1, 4 ml de solucion de HCl.


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4. Repitan la operación del paso 3 con cada uno de los otros tubos numerados, 2, 3, 4. 5. Terminada la experiencia, completar los datos de la Tabla: N° del tubo 1 2 3 4

Volumen de Tiosulfato (a)

Volumen de agua (b)

Volumen de solucion

Concentracion (a/b)

Volumen de acido

Tiempo

6. Confeccionen un grafico de tiempo en funcion de la concentracion. Utilicen los datos de las columnas 5ta y 7ma de la tabla. En hoja cuadriculada y luego pegar en esta fotocopia. 7. Respondan: a) ¿Cuál es la variable dependiente y cual la independiente? b) ¿Cómo varia la velocidad de la reaccion en funcion del tiempo? Para ello analicen la curva dibujada. c) La ecuacion quimica que representa el proceso realizado es: d) ¿Cuál de los productos obtenidos corresponde a la turbidez observada? e) Elaboren una conclucion de la experiencia. ͎ >Ă ǀĞůŽĐŝĚĂĚ ĚĞ ƵŶĂ ƌĞĂĐĐŝŽŶ͕ ƐĞ ǀĞ ĂĨĞĐƚĂĚĂ ƉŽƌ Ğů ŐƌĂĚŽ ĚĞ ĚŝǀŝƐŝŽŶ ƋƵĞ ƚĞŶŐĂŶ ůĂƐ particulas de los reactivos? ¿En que forma? Materiales: cronometro, dos vasos de presipitado, mortero, Carbonato de Calcio y acido clorhidico. Procedimiento: 1. Colocar en uno de los vasos de presipitado el Carbonato de calcio en un solo trozo de 1 g aproximadamente. 2. Preparar el cronometro para medir el tiempo de la reaccion. 3. Agregar 7 ml de la solucion de acido y medir el tiempo que tarda en desaparecer el carbonato. Registrar el tiempo. 4. Pulverizar en el mortero 1 g de Carbonato hasta lograr un polvo fino, colocarlo en otro vaso de precipitados. 5. Preparar el Cronometro y medir el tiempo. 6. Agregar 7 ml de la solucion de acido y medir el tiempo que tarda en desaparecer el carbonato. Registrar el tiempo. ŶĂůŝƐŝƐǇĐŽŶĐůƵĐŝŽŶ͗


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Vaso 1: _________________ Tiempo _________________ Vaso 2: _________________ Tiempo _________________ Extrae una conclucion de la experiencia. ͎>ĂǀĞůŽĐŝĚĂĚĚĞƌĞĂĐĐŝŽŶ͕ƐĞǀĞĂĨĞĐƚĂĚĂƉŽƌůĂƉƌĞƐĞŶĐŝĂĚĞĐĂƚĂůŝǌĂĚŽƌĞƐ͍ Materiales: 1 tubo de ensayo, espatula, peroxido de hidrogeno y dioxido de manganeso Procedieminto: 1. Colocar 10 ml de agua oxigenada en el tubo 2. Observar lo que ocurre y registrar la observacion 3. Agregarle al tubo una pizaca de dioxido de manganeso usando la punta de la espatula. 4. Observar lo que ocurre y registrar la observacion. Analiza los resultados y elabora una conclucion.

C- INFORME Realizar la descripción de las actividades realizadas en este trabajo práctico.


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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 10: ͞>>hs/KZK͟ TEMARIO - Realización de la lluvia de oro K:d/sK^ - Observar un fenómeno de transformación química - Observar una reacción de precipitación - Comprobar que la solubilidad de las sustancia varía con la temperatura. A – INTRODUCCIÓN TEÓRICA Cuando dos compuestos solubles se disuelven en un disolvente como el agua, pueden reaccionar produciendo un compuesto insoluble que se llama precipitado. Este enturbia la disolución y puede depositarse en el fondo. Cuando se mezcla una disolución de yoduro de potasio con una disolución de nitrato de plomo (II), se forma un precipitado de yoduro de plomo (II), de color amarillo intenso. También se forma nitrato de potasio pero es soluble y permanece en disolución:

2 KI + Pb (NO 3 ) 2 5

5

5

5

2 KNO 3 + PbI 2 5

5

5

El yoduro de plomo (II) es un compuesto mucho más soluble en caliente que en frío. Si el recipiente donde se ha dado la reacción anterior se calienta, el precipitado se disuelve y al enfriarse de nuevo, se forma un precipitado en forma de escamas brillantes, denominado “lluvia de oro”.

El yoduro de plomo (II) obtenido mediante una reacción química (sólido muy insoluble de color amarillo, cuya en agua aumenta al aumentar la temperatura) es una sustancia


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amorfa, mientras que el obtenido por enfriamiento de una disolución consta de pequeños cristales que parecen oro. Los dos precipitados son, en realidad, la misma molécula. Este fenómeno se conoce como alotropía y cada una de las formas diferentes de presentarse un elemento o un compuesto se denomina “estado alotrópico”. WƌŽƉŝĞĚĂĚĞƐǇƚŽǆŝĐŝĚĂĚĚĞůŽƐĐŽŵƉƵĞƐƚŽƐƵtilizados: Nitrato de plomo (II): sal inorgánica obtenida de la reacción del hidróxido de plomo y ácido nítrico. Es un cristal blanco muy soluble en agua, al contrario de otras sales de plomo (II). Es tóxico y probablemente cancerígeno. Su ingestión puede llevar al saturnismo, síntomas que comprenden disfunciones intestinales, dolores abdominales fuertes, pérdida de apetito, etc. No permitir el paso al sistema de desagües ya que es peligroso para el medio ambiente. Si hay contacto con la piel, lavar abundantemente con agua y quitarse ropas contaminadas. En caso de que haya algún tipo de contacto ya sea por inhalación, ojos o ingestión, pedir inmediatamente atención médica. Yoduro de potasio: es el yoduro más importante y la sal de yodo más utilizada. Se obtiene a partir del yodo con Hidróxido de Potasio. Sal muy soluble en agua, y de gran interés industrial como punto de partida para numerosas síntesis orgánicas. Está clasificado como un producto no completamente inofensivo; puede causar irritaciones al estar en contacto con ojos y piel, su inhalación es irritante para las vías respiratorias superiores y en grandes dosis puede producir irritación gastrointestinal. Yoduro de plomo: sólido amarillo insoluble en agua a temperatura ambiente, pero soluble a temperaturas mayores a los 50 °C. Su ingestión puede llevar a una irritación gastrointestinal o incluso al saturnismo. Se recomienda evitar contacto directo con los ojos, nariz y piel, ya que, de lo contrario, la irritación provocada requerirá atención médica. Nitrato de potasio: sólido blanco o gris sucio. Se utiliza en la formación de ácido nítrico, para la conservación de alimentos (aunque existen teorías que indican que el uso de nitrato potásico puede causar cáncer) y para la descomposición de restos orgánicos, ya que acelera el proceso. Es el agente oxidante indispensable de la pólvora. Es muy poco tóxico, no hay riesgo al estar en contacto con la piel o los ojos, su ingestión puede causar náusea, vómitos y diarrea su inhalación puede causar irritación, y su exposición a largo plazo puede resultar fatal. B- WZdyWZ/DEd> Materiales Reactivos ͻ DĂƚƌĂǌĂĨŽƌĂĚŽ͘ ͻ dƵďŽƐĚĞĞŶƐĂǇŽƐ͘ ͻ sĂƌŝůůĂĚĞĂŐŝƚĂƌ͘ ͻ DĞĐŚĞƌŽ͘ ͻ Pinzas.


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Realización práctica ͻ ôlución de KI 0,1 M . ͻ Solución de Pb(NO 3 ) 2 0,1 M. 5

5

5

5


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1) Preparamos 100 ml de dos soluciones acuosas, una de nitrato de plomo (II), Pb(NO 3 ) 2 y otra de ioduro potásico KI. Ambas a una concentración 0.1 M. realiza los cálculos correspondientes para preparar la solución. 5

5

5

5

2) A continuación mezclamos las dos soluciones del siguiente modo: vertemos 2 ml de la disolución de nitrato de plomo (II) en un tubo de ensayo y añadimos otros 2 ml de la disolución de ioduro potásico. En este momento aparecerá un precipitado de ioduro de plomo (II) en forma de turbidez amarilla brillante. 3) Se calienta el tubo de ensayo con el precipitado hasta que el precipitado se disuelva nuevamente (desaparece el precipitado). 4) Se deja enfriar el tubo de ensayo y el ioduro de plomo (II) vuelve a precipitar pero esta vez en forma de pequeños cristales que asemeja la lluvia de oro.

Precauciones: ͻ ^ŝ ŝůƵŵŝŶĂŵŽƐ Ğů ƚƵďŽ ĚĞ ĞŶƐĂǇŽ ŵĞĚŝĂŶƚĞ ůŽƐ ƌĂǇŽƐ ĚĞů ƐŽů Ž ĐŽŶ ƵŶĂ ůŝŶƚĞƌŶĂ͕ Ğů precipitado gana en belleza. ͻ ůŶŝƚƌĂƚŽĚĞƉůŽŵŽĚĞƉůŽŵŽ;//ͿĞƐƵŶƉƌŽĚƵĐƚŽƚſǆŝĐŽƉŽƌŝŶŐĞƐƚŝſŶ͕ƉŽƌinhalación y por contacto. ͻ ^ŝ ŶŽ ĚĞƐĂƉĂƌĞĐĞ ƚŽĚŽ Ğů ƉƌĞĐŝƉŝƚĂĚŽ ƐĞ ƉƵĞĚĞ ĨŝůƚƌĂƌ ůĂĚŝƐŽůƵĐŝſŶ ĞŶ ĐĂůŝĞŶƚĞ ƉĂƌĂ eliminar el exceso de ioduro de plomo (II) y que la disolución quede concentrada, por debajo del punto de saturación a esa temperatura. ͻ ƵŝĚado al calentar el tubo de ensayo con el líquido para evitar las proyecciones del líquido. ƵƌŝŽƐŝĚĂĚĞƐǇŽƚƌĂƐĐŽƐĂƐ͗ Esta reacción sirve para identificar la presencia del Ion Pb2+ en la marcha analítica de cationes. C- INFORME


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Realizar la descripción de las actividades realizadas en este trabajo práctico.


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ANEXO TABLAS


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BIBLIOGRAFÍA - ATKINS, PEETER; de PAULA JULIO: Química Física 8va Edición – Editorial Panamericana. Buenos Aires, Argentina. 2008. - BLANCO, ANTONIO: Química Biológica, 8va Edición – El Ateneo. Buenos Aires, Argentina. 2006. - CHAMIZO, J.A.; GARRITZ, A.; VILAR, R.: Problemas de química – Editorial Prentice Hall. Mexico 2001. - CHANG, RAYMOND: Química, 9na Edición – Editorial Mc Graw Hill. México DF. 2007. - CONTINI, LIDIA NOEMI; CHIOSSONE, MARÍA INES; MARTINEZ, SUSANA BEATRIZ: Química general e inorgánica. Ejercicios y problemas. – Editorial Alsina. Buenos Aires 1986. - QUIÑOA, EMILIO; RIGUERA, RICARDO: Nomenclatura y formulación de los compuestos inorgánicos. – Editorial Mc Graw Hill. Madrid 1996. - RIVOTTA, DANILO H.: Higiene y Seguridad en el Laboratorio – Editorial EdicionesUNL. Santa Fe, Argentina. 2011.


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*NQSFTPQPS&EJUPSJBM#SVKBTtBCSJMEFt$ØSEPCBo"SHFOUJOB

Manual de química general.pdf

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