CICLO V
Cualquier aspecto de nuestro bienestar material depende de la Química en cuanto esta ciencia proporciona los medios adecuados que lo hacen posible y así, por ejemplo, en lo que se refiere a nuestros medios de locomoción, la Química suministra aceros especiales y aleaciones ligeras, Podemos pensar en la Cirugía sin anestésicos y antisépticos, en los aviones sin aleaciones ligeras ni gasolinas especiales, en los vestidos sin colorantes, en los puentes sin hierro y cemento, y en los túneles sin explosivos... El avance prodigioso de nuestra civilización en los últimos doscientos años, años, muchísimo mayor que en los, cuatro mil años anteriores, es el resultado del desarrollo y aplicación de la ciencia química, por la que el hombre ha adquirido un control sobre el medio exterior y aumentado su independencia respecto de él.
Tutor: Ing. Mc. Alexander Ramírez. Skype: tutor5.ipf Correo:
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QUIMICA http://www.abcpedia.com/diccionario/definicionquimica.html
La definición de química establece que ésta es una ciencia encargada de estudiar la composición, propiedades y estructuras de las sustancias materiales. Ramas de la química. http://quimica.laguia2000.com/ge neral/ramas-de-la-quimica
Química pura: Se encarga de estudiar las sustancias, ya sean orgánicas o inorgánicas. Química aplicada: Apoyándose en los procesos de la química pura, soluciona problemas de distintas áreas. Dentro de la química pura encontramos diferentes ramas: -Química orgánica: También conocida como Química del carbono, es la rama de la química que se encarga del estudio de la materia viva. Trata la numerosa cantidad de moléculas que contienen carbono, es decir, los compuestos orgánicos. Friedrich Wöhler y Archibald Scott Couper, son conocidos como los progenitores de esta amplia parte de la ciencia química. -Química inorgánica: Se encarga del estudio de composición, estructura y reacciones de los elementos inorgánicos y sus compuestos, es decir, estudian todos los compuestos que no contengan carbono, ya que estos pertenecen a la química orgánica. La separación entre estas dos ramas de la química, en muchas ocasiones no es del todo clara, como podemos comprobar en la química organometálica.
-Química analítica: La química analítica (del griego, descomponer), es la parte de la química que se dedica al estudio de la composición química de materiales, desarrollando y mejorando métodos e instrumentos con el fin de obtener información de la naturaleza química de la materia. Esta parte de la química se divide a su vez en química analítica cuantitativa y química analítica cualitativa. Dentro de esta rama, se incluye el Análisis Químico, siendo esta la parte práctica que usa los métodos de análisis para solucionar problemas relativos a la composición de la materia. PROPIEDADES DE LA MATERIA http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd98/Fisica/01/fisic a-01.html
La materia posee dos tipos de propiedades: las generales y las específicas. Las propiedades extensivas (generales) se relacionan con la estructura química externa; es decir, aquellas que podemos medir con mayor facilidad y que dependen de la cantidad y forma de la materia. Por ejemplo: peso, volumen, longitud, energía potencial, calor, etcétera. Las propiedades intensivas (especificas), en cambio, tienen que ver más con la estructura química interna de la materia, como la temperatura, punto de fusión, punto de ebullición, calor específico o concentración (ver glosario para estos tres últimos términos), índice de refracción, entre otros aspectos. Las propiedades intensivas pueden servir para identificar y caracterizar una sustancia pura, es decir, aquella que está compuesta por un solo tipo de molécula (ver glosario), como, por ejemplo, el agua, que está formada solo por moléculas de agua
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(H2O), o el azúcar, que solo la conforman moléculas de sacarosa (C12H22O11).
Las propiedades organolépticas son el conjunto de descripciones de las características físicas que tiene la materia en general, como por ejemplo su sabor, textura, olor, color. Todas estas sensaciones producen al comer una sensación agradable o desagradable. Glosario Punto de ebullición: temperatura a la cual una sustancia pasa del estado líquido al gaseoso. Calor específico: cantidad de calor requerida para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia en un grado centígrado (1ºC). Punto de fusión: temperatura a la cual una sustancia pasa del estado sólido al líquido. Molécula: es una agrupación estable de átomos, unidos por un tipo de enlace químico llamado enlace covalente. TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA. http://www.proyectosalonhogar.com/Quimica/La_mate ria_sus_propiedades.h tm
TRANSFORMACI ONES FÍSICAS Son aquellas en donde las sustancias que intervienen no presentan cambios, siendo el peso inicial de la materia idéntica al peso final. Por
ejemplo, la construcción de una mesa de madera a partir del tronco de un árbol o la rotura de un vidrio en varios fragmentos tras un golpe o caída. En efecto, tanto la madera como el vidrio conservan la misma estructura molecular a pesar de haber sido transformadas. Estados de la materia. La materia normalmente presenta tres estados o formas: sólida, líquida o gaseosa. Sin embargo, existe un cuarto estado, denominado estado plasma, el cual corresponde a un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas (iones), con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos, es decir, globalmente neutro.
El estado sólido se caracteriza por su resistencia a cualquier cambio de forma, lo que se debe a la fuerte atracción que hay entre las moléculas que lo constituyen; es decir, las moléculas están muy cerca unas de otras. En el estado líquido, las moléculas pueden moverse libremente unas respecto de otras, ya que están un poco alejadas entre ellas. Los líquidos, sin embargo, todavía presentan una atracción molecular suficientemente firme como para resistirse a las fuerzas que tienden a cambiar su volumen. En cambio, en el estado gaseoso, las moléculas están muy dispersas y se mueven
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libremente, sin ofrecer ninguna oposición a las modificaciones en su forma y muy poca a los cambios de volumen. Como resultado, un gas que no está encerrado tiende a difundirse indefinidamente, aumentando su volumen y disminuyendo su densidad. La mayoría de las sustancias son sólidas a temperaturas bajas, líquidas a temperaturas medias y gaseosas a temperaturas altas; pero los estados no siempre están claramente diferenciados. Puede ocurrir que se produzca una coexistencia de fases cuando una materia está cambiando de estado; es decir, en un momento determinado se pueden apreciar dos estados al mismo tiempo. Por ejemplo, cuando cierta cantidad de agua llega a los 100ºC (en estado líquido) se evapora, es decir, alcanza el estado gaseoso; pero aquellas moléculas que todavía están bajo los 100°C, se mantienen en estado líquido. TRANSFORMACIONES QUÍMICA Son aquellas en que las sustancias que intervienen presentan cambios en su constitución. Las transformaciones o cambios
químicos se denominan reacciones químicas, donde por una redistribución de los átomos, una o varias sustancias (reactivos) se transforman en otra sustancias (producto de la reacción). CLASES DE MATERIA
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Se sabe que todo lo que existe en el universo está compuesto por materia. Esta, a su vez, se clasifica en mezclas y sustancias puras. Las sustancias puras comprenden un solo compuesto, y las mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables o diferentes; por ejemplo, una mezcla de arena y sal. Los compuestos están conformados por los elementos (como, por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno, que forman el agua), los cuales existen en los compuestos en una proporción definida. Las mezclas se clasifican en homogéneas (soluciones) y en heterogéneas. En una mezcla homogénea no hay distinción de fases, es decir, de una porción de la sustancia pura. Es el caso, por ejemplo, del agua con alcohol, el agua azucarada o el agua con café, donde se observa una sola fase: la líquida. Además, en este tipo de mezcla los componentes se unen hasta el nivel molecular, de manera que no es posible distinguirlos. Por ejemplo: oxígeno en agua o sal en agua. También existen las soluciones sólidas (mezcla de metales), llamadas aleaciones. En las soluciones hay dos sustancias involucradas: una que disuelve, solvente, y
otra que se disuelve, el soluto. Cuando mezclamos agua (solvente) con azúcar, tenemos que cada molécula de azúcar (soluto) queda rodeada por varias moléculas de agua. Lo mismo sucede en otras soluciones. Por esta razón, una vez que han sido mezclados no podemos diferenciar a simple vista el soluto del solvente. En cambio, en una mezcla heterogénea pueden distinguirse con facilidad las diferentes fases que forman la mezcla. Por ejemplo, el agua con arena. Aquí se forman dos fases: una fase sólida, conformada por la arena, y otra fase líquida, constituida por el agua. Otros ejemplos son el agua con aceite, sal y arena, entre otros. Las mezclas pueden separarse en sus componentes por procesos físicos, mientras que los compuestos se separan en sus constituyentes por procesos químicos. En cualquier caso, la mezcla de materiales es un proceso que utilizamos a diario, tanto en la cocina (al mezclar los ingredientes de una torta) como en las industrias altamente tecnificadas (como la farmacéutica). En la naturaleza también encontramos mezclas, como la sangre, la orina y el aire. Modelo Atómico de Dalton http://redescolar.ilce.edu.mx/re descolar/efemerides/septiembr e2001/interna/euro6.htm
Aproximadamente por el año 1808, Jhon Dalton define a los átomos como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse
en los siguientes puntos: La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos. Los cuales no se crean ni se destruyen Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en peso, tamaño y propiedades químicas. Los átomos de elementos diferentes también son diferentes. Los átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en relaciones numéricas enteras y sencillas para formar compuestos Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en distintas proporciones numéricas para formar más de un compuesto Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton: Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones en masa. Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números pequeños enteros. Descubrimiento de partículas subatómicas El verdadero desarrollo se alcanzó con el estudio de las descargas eléctricas a o
o
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través de gases enrarecidos (a baja presión). En 1964 William Crookes descubre una radiación luminosa que se produce en un tubo de vidrio que contenía un gas a baja presión, después de una descarga de bajo voltaje. Los rayos catódicos son una radiación originada en el cátodo, después de aplicada una descarga de alto voltaje. Viaja en línea recta hasta el ánodo, es altamente energética, puede producir efectos mecánicos, y se desvían hacia la placa positiva de un campo eléctrico, lo que demuestra su carga negativa. Las Partículas que componen esta radiación se originan en cualquier gas, lo que demuestra que son componentes atómicos y se les llamo electrones. Los rayos canales son una luminosidad que viaja en línea de recta en dirección hacia el cátodo. Se desvía hacia la placa negativa del campo eléctrico, lo que demuestra que son de Naturaleza positiva. Tiene un tamaño mayor que el haz de los rayos catódicos. Se originan cuando el átomo pierde electrones para dirigirse hacia el ánodo. Las partículas producidas en el gas Hidrógeno, recibieron la denominación de protones. Modelo Atómico de Thompson Thompson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el
descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevados a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas. Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thompson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones. Modelo Atómico de Rutherford Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutraliza entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. El modelo de Rutherford tuvo que ser
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abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford Existe un núcleo cargado positivamente en el cual se encuentra concentrada toda la masa del átomo. El núcleo está constituido por partículas positivas llamadas protones y por partículas neutras llamadas neutrones Existe un número de electrones igual a la carga nuclear que giran alrededor del núcleo. La carga positiva del núcleo coincide con el número atómico del elemento estudiado. Los átomos son en su mayor parte espacio vacío. Modelo Atómico de Bohr El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Postulados del Modelo Atómico de Bohr o
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El átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón. El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...). Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo. Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas. Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón. Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un cuanto de energía Principios de incertidumbre Heisenberg
.
http://www.asifunciona.com/quimica/af_atomos/af_at omos_2.htm
Según el principio de incertidumbre no se puede conocer con exactitud la posición del electrón ni su contenido energético. Esto obliga a usar un nuevo término "probabilidad", para la descripción del átomo. Principio de Exclusión de Pauli Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones.
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Modelo Atómico actual - Modelo cuántico - Modelo de Schrödinger. http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Cont quimica/QUIMICA_INORGANICA/Estructura_electronica atomo.htm
NÚMEROS CUÁNTICOS Los números cuánticos (4) determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann Descripción de los Números Cuánticos: Número Cuántico Principal (n): Proporciona el Nivel y la distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,... Número Cuántico Azimutal (l): Proporciona el subnivel. Cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1. Número Cuántico Magnético (m): Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l Número Cuántico de Spin (sm): Define el giro del Electrón. sm posee valores de +1/2 y -1/2. Propiedades atómicas. NÚMERO ATÓMICO (Z) Indica el número de protones que tiene un
átomo en el núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento. EJEMPLO: EL Magnesio (Mg) tiene Z= 12 NÚMERO DE MASA (A) Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo. A=Z+N EJEMPLO: El Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23, por lo tanto contiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones. ISÓTOPOS
Son átomos de un mismo elemento que contienen el mismo número de protones y electrones, pero diferente número de neutrones. ISÓBAROS Son átomos que, a pesar de presentar diferentes números atómicos, tienen masas iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de elementos químicos también diferentes.
LA TABLA PERIODICA. http://www.memo.com.co/fenonino/aprenda/quimica/ quimica03.html
Después de conocer diferentes clasificaciones que existen sobre las distintas sustancias, resulta de gran interés y de singular importancia para una buena NOMENCLATURA de los compuestos, el conocer ciertas características de los elementos de acuerdo al acomodo que
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guardan en la TABLA PERIODICA. El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica no fue hecho al azar, sino más bien es el fruto de un gran número de intentos por agruparlos en función de sus propiedades y el orden seguido es en base a un NUMERO ATOMICO que viene siendo la cantidad de protones existentes en el NUCLEO del átomo. Tal vez la tabla periódica que resulte más común, en esta podemos apreciar 7 renglones horizontales llamados PERIODOS, además de 18 columnas verticales llamadas GRUPOS. El nombre de TABLA PERIODICA la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo los otros todos aquellos elementos que presentan propiedades con similitud para formarse así un GRUPO. Los PERIODOS están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de PERIODO al total de niveles. Las propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello; todos aquellos que tienen igual número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas similares, correspondiendo el número de período en que se encuentra ubicado, al del último nivel con electrones y el número de grupo guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa. La tabla periódica puede dividirse en diversas
formas según las propiedades que se deseen estudiar, de tal suerte que se agrupan conjuntos de elementos con características comunes. METALES, NO METALES y METALOIDES Aún antes de establecerse la tabla periódica; ya el creador de la SIMBOLOGIA de los elementos J. J. BERZELIUS publicó en 1814 una clasificación sistemática en donde agrupaba dos tipos: los METALES y los NO METALES. Las características de los elementos METALICOS son: Conducen con facilidad el calor y la electricidad. Presentan brillo metálico Generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres, propiedades que se conocen como MALEABILIDAD y DUCTILIDAD. Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr. Al combinarse con NO METALES ceden electrones por lo que adquieren cargas positivas (CATIONES). Los NO METALES presentan las siguientes características: Son malos conductores del calor y la electricidad. No son maleables ni dúctiles. Reciben electrones al combinarse con los METALES adquiriendo así cargas NEGATIVAS (ANIONES). Algunos elementos suelen comportarse según las condiciones como metales o como no metales; a estos se les conoce como METALOIDES. En la clasificación periódica de DIECIOCHO columnas podemos apreciar a estos grupos de elementos claramente
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delimitados, lo cual nos parece razonable si pensamos que las características de ellos dependen de la distribución electrónica, entre más próximos estén los elementos, mayor semejanza tendrán en sus propiedades y esto se debe a que la distribución electrónica presenta también una gran semejanza. Si admitimos que las propiedades químicas de los elementos dependen de la ubicación de los electrones en su envoltura, tenemos una CLASIFICACION DE ELEMENTOS EN FUNCION DE SU DISTRIBUCION ELECTRONICA. En esta clasificación los elementos se agruparon en cuatro bloques según el tipo de orbital atómico en que se ubique su electrón diferencial. Otra clasificación que resulta importante conocer y es de gran utilidad en la NOMENCLATURA es la que nos brinda información sobre la capacidad de combinación de los elementos o sea su VALENCIA así como su ESTADO o NUMERO DE OXIDACION. Existe una clasificación que ubica a los elementos representativos en ocho grupos identificados como A y a los de transición en B. Los elementos representativos son conocidos así porque el número de grupos representa la cantidad de electrones en su CAPA DE VALENCIA o sea el ULTIMO NIVEL y la cantidad de electrones en esa capa nos indica la valencia máxima que el elemento puede presentar. La VALENCIA de un elemento se refiere a la capacidad de combinación que presenta; en el caso de los NO METALES se relaciona con el número de átomos de hidrógeno con que se puede enlazar y en los METALES con cuántos átomos de cloro se une.
Ejemplos: El Calcio se puede unir a dos átomos de Cloro por lo que su valencia es dos. CaCl2 El Oxígeno forma agua uniéndose a dos hidrógenos, su valencia también será dos. H2O El Nitrógeno se une a tres Hidrógenos en la formación de Amoníaco, su valencia es tres. NH3
PROPIEDADES ATOMOS.
PERIODICAS
DE
LOS
http://www.educaplus.org/properiodicas/index.html
Principales propiedades periódicas: Las propiedades son destacamos solo
muchas, algunas de
pero ellas:
- Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo. - Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón. - Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones. - Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón. - Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico. - Valencia iónica: número de electrones que necesita ganar o perder para completar el octeto. Otras propiedades:
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Volumen atómico Radio iónico – Densidad – Punto de ebullición – Carácter oxidante o reductor - Radio atómico. - Calor especifico - Punto de fusión – –
ENLACE QUÍMICO. http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacio n_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enla ces1.htm
Un enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. Esta unión se origina en la estructura electrónica de los mismos. La actividad química de los elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con otros átomos, la configuración de gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo el helio, que solo tiene dos),
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Tipos de enlace químico http://www.youtube.com/watch?v=iTaFPJGfFH0
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática (algo parecido a la atracción de las limaduras de hierro por un imán) entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. En el enlace covalente no existe atracción electrostática, como en el caso anterior. Aquí la situación es totalmente diferente, pues en este caso dos átomos se unen más íntimamente; es decir, ambos comparten algo en común. Y lo común entre estos átomos es un electrón ubicado en la capa
más externa. Así, uno de los átomos se acerca al otro ofreciéndole el electrón de su capa más externa, y el otro átomo, al estar en esta circunstancia, también se acerca y ofrece el electrón más externo de su capa electrónica.
Tipos de enlaces covalentes
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T6.cfm
Los enlaces covalentes se clasifican en: COVALENTES POLARES COVALENTES NO POLARES COVALENTES COORDINADO La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace. Cuando se enlazan dos átomos iguales, con la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son atraídos por igual por ambos átomos. El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegativad, en términos, generales es el siguiente:
Diferencia de electronegatividad
Menor o igual a 0.4 De 0.5 a 1.7 Mayor de 1.7
Tipos de enlace
Covalente no polar Covalente polar Iónico
Ejemplo: La molécula de HCl. Átomos Electronegatividad Diferencia de electronegatividad
H
El enlace metálico se realiza entre elementos metálicos. Así, los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas (similares a una red de pescar) con elevado índice de coordinación (es decir, agrupación de átomos de manera ordenada). En el enlace metálico, los átomos se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS. Reacciones Químicas. Son procesos químicos donde las sustancias que intervienen, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias Ecuaciones Químicas. Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción. .
Cl
2.2 3.0 3.0 -2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo tanto el enlace es covalente polar.
Tipos de Reacciones Químicas: Reacciones de composición, adición o síntesis: Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa molecular:
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dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. 14
Ejemplos: Ejemplos:
Reacciones de descomposición: Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas:
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema 6/index6.htm
Reacciones de simple sustitución: Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes. Ejemplos:
Reacciones Reversibles: Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos. Ejemplos:
Reacciones Irreversibles: Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iniciales.
Ejemplos:
Reacciones de doble sustitución: También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay intercambio de elementos entre
En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece
el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe. Reacciones Exotérmicas: Cuando al producirse, hay desprendimiento o se libera calor. Ejemplos:
Reacciones Endotérmicas: Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo. Ejemplos:
ESTEQUIOMETRÍA http://www.monografias.com/trabajos15/definicionesfisica/definiciones-fisica.shtml
Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química. MASA ATÓMICA: Si suponemos que las sustancias están formadas por átomos, que se unen entre sí formando moléculas, es lógico pensar en cuál es la masa de esos átomos. Éste es un problema que se plantearon los científicos a principios del siglo XIX, en el marco de la Teoría Atómica, y que dio lugar a una laboriosa y apasionante tarea investigadora, llena de polémica que duró toda la primera
mitad del siglo. MASA MOLECULAR Se puede definir como la suma de los pesos atómicos de los átomos de una Molécula. Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está comparando la masa de una molécula con la u.m.a. No podemos pesar la masa de una molécula individualmente. Ejemplo: si tenemos una molécula de agua, esta por definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos, etc. Molécula de agua H2O PM = (2 x 1) + 16 = 18 g Donde obtenemos los pesos de cada elemento de la tabla periódica. MASA FORMULAR El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en u.m.a. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos relativos. Ejemplos:
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MOL Hasta las cantidades más pequeñas de una sustancia tienen un número monstruosamente grande de átomos. Resulta entonces muy conveniente tener alguna clase de referencia para una colección de un número muy grande de objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una colección de 12 objetos y una gruesa a una colección de 144 objetos). En química usamos una unidad llamada mol. Una mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C. Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es... 6.0221367 x 1023 El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce con el nombre de número de Avogadro. Una mol de átomos, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos objetos. Para determinar el número de moles de una sustancia se tiene entonces la siguiente formula:
n = m/PM
Dónde: n= número de moles m= masa del compuesto (o elemento) PM= peso molecular o peso atómico (según sea el caso). http://200.26.134.109:8091/unichoco/hermesoft/port al/home_1/rec/arc_838.pdf
Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas Los coeficientes de una ecuación ajustada representan:
El número relativo de moléculas que participan en una reacción El número relativo de moles participantes en dicha reacción. Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente:
La producción de dos moles de agua requiere el consumo de 2 moles de H2 un mol de O2 Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O" son cantidades estequiométricamente equivalentes. Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos. Ejemplo: ¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O 2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?
El cociente:
es la relación estequiométrica entre el H 2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta reacción. Ejemplo: Calcula la masa de CO 2 producida al quemar 1,00 gramo de C4H10. Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es:
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Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra:
posible con una loncha de jamón y dos rebanadas de pan por bocadillo. Obviamente sólo podemos preparar 18 bocadillos, ya que no hay pan para más. Entonces, el pan es el reactivo limitante y las dos lonchas de jamón demás son el "exceso de reactivo". Suponga que una caja contiene 93 pernos, 102 tuercas y 150 arandelas. ¿Cuántos grupos de un perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse? Setenta y cinco, ya que se emplean todas las arandelas. Por tanto, éstas serán el "reactivo limitante". Aún quedarían 18 pernos y 27 tuercas, que son los reactivos en "exceso". Ejemplo: ¿Qué masa de CO2 se producirá al reaccionar 8,0 gramos de CH 4 con 48 gramos de O 2 en la combustión del metano?
de manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:
por lo tanto:
Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello debemos convertir los moles de CO 2 en gramos (usando el peso molecular del CO2):
De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc.
1 mol 16 g
2 moles 64 g
1 mol 44 g
2 moles 36 g
Con nuestros datos se calcula el número de moles de cada uno.
Reactivo Limitante
Los cálculos se basan en la sustancia de la que había menor cantidad, denominada "reactivo limitante". Antes de estudiar el concepto de reactivo limitante en estequiometría, vamos a presentar la idea básica mediante algunos ejemplos sencillos no químicos. Suponga que tiene 20 lonchas de jamón y 36 rebanadas de pan, y que quiere preparar tantos bocadillos como sea
La ecuación ajustada indica la relación de los reactivos al reaccionar: pero como realmente tenemos: 0,5 mol de CH4 a 1,5 de O2 Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de CH4 con 1 mol de O 2, la reacción se detiene por agotamiento del CH4, y
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quedarían 0,5 moles de O2 de exceso. El CH4 es el reactivo limitante y sobre él deben basarse los cálculos. Rendimiento de las Reacciones Químicas Muchas reacciones no se efectúan en forma completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad de productos que se obtiene en una reacción.
Ejemplo: Consideremos la preparación de nitrobenceno, C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3, en exceso con una cantidad limitada de benceno, C 6H6. La ecuación ajustada de la reacción es:
Una muestra de 15,6 gramos de C 6H6 reacciona con HNO 3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción con respecto al C 6H5NO2? Calcúlese en primer lugar el rendimiento teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRIA.
Esto significa que si todo el C 6H6 se convirtiera en C6H5NO2, se obtendrían 24,6 de C6H5NO2 (rendimiento del 100%); sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de C6H5NO2, que es mucho
menos que el 100%. 18
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Cont quimica/QUIMICA_INORGANICA/estequiometria.htm
GASES. El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles (n). Las propiedades de la materia en estado gaseoso son: 1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente. 2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión. 3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea. 4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada. Variables que afectan el comportamiento de los gases 1. PRESIÓN Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma
uniforme sobre todas las partes del recipiente. La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor. 2. TEMPERATURA Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa. La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin. 3. CANTIDAD La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular. 4. VOLUMEN Es el espacio ocupado por un cuerpo. 5. DENSIDAD Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros. LEYES DE LOS GASES. http://www.sabelotodo.org/fluidos/gases.html
Ley de Boyle
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Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante. La ley de Boyle (conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. Lo cual significa que: Si la presión aumenta, el volumen disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta. Para aclarar el concepto: Tenemos un cierto volumen de gas (V 1) que se encuentra a una presión P 1. Si variamos la presión a P2, el volumen de gas variará hasta un nuevo valor V2, y se cumplirá: Ejemplo: Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si aumentamos la presión hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no varía. Sustituimos los valores en la ecuación P1V1 = P2V2. Ponemos a la izquierda el miembro con la incógnita
Despejamos V2:
Respuesta: Si aumentamos la presión hasta 800 mmHg el volumen disminuye hasta llegar a los 3 L. Ley de Charles
un volumen de 2,5 L. Para experimentar, bajamos la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo volumen? Solución: El primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a la temperatura hay que usar siempre la escala Kelvin. Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K T2 = (10 + 273) K= 283 K Ahora, sustituimos los datos en la ecuación:
Ahora, despejamos V 2: Mediante esta ley relacionamos la temperatura y el volumen de un gas cuando mantenemos la presión constante. Textualmente, la ley afirma que: El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas. En otras palabras: Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta. Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye. Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1. Si aumentamos la temperatura a T2 el volumen del gas aumentará hasta V2, y se cumplirá que: Ejemplo: Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene
Respuesta: Si bajamos la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2,37 L. Ley de Gay-Lussac
Esta
ley
establece
la
relación
entre
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la presión (P) y la temperatura (T) de un gas cuando el volumen (V) se mantiene constante, y dice textualmente: La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura. Esto significa que: Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión. Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo volumen (V) no varía, a una presión P1 y a una temperatura T1. Para experimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor T 2, entonces la presión cambiará a P2, y tendrá que cumplirse la siguiente ecuación:
que es la misma Ley de Gay-Lussac expresada de otra forma. Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta, y tal como en la Ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin. Ejemplo: Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? Solución: Lo primero que debemos hacer es convertir los 25º C a grados Kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K Ahora sustituimos los datos en la ecuación:
Ahora despejamos T2:
Respuesta: La temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos grados en grados Celsius hacemos 233,5 − 273 = −39,5 °C.
Ley general de los gases o ecuación general de los gases Las leyes parciales analizada precedentemente pueden combinarse y obtener una ley o ecuación que relaciones todas las variables al mismo tiempo. Según esta ecuación o ley general Esto significa que, si tenemos una cantidad fija de gas y sobre la misma variamos las condiciones de presión (P), volumen (V) o temperatura (T) el resultado de aplicar esta fórmula con diferentes valores, será una constante. Veamos un ejemplo, para aclarar: Supongamos que tenemos una cierta cantidad fija de un gas (n1), que está a una presión (P1), ocupando un volumen (V 1) a una temperatura (T1). Estas variables se relacionan entre sí cumpliendo con la siguiente ecuación: Donde R es una constante universal conocida ya que se puede determinar en forma
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experimental. A modo de experimento, a la misma cantidad fija de gas (n1) le cambiamos el valor a alguna de las variables tendremos entonces una nueva presión (P2), un nuevo volumen (V2) y una nueva temperatura (T 2). Como ya conocemos le ecuación general colocamos en ella los valores de cada variable: Según la condición inicial: Según la condición final: Vemos que en ambas condiciones la cantidad de gas (n1) es la misma y que la constante R tampoco varía. Entonces, despejamos n 1R en ambas ecuaciones:
Marcamos con rojo n 1R para señalar que ambos resultados deben ser iguales entre sí, por lo tanto:
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TALLER
1. El sulfuro de hierro sólida a temperatura compuesto de hierro sustancias tienen propiedades:
es una sustancia ambiente y está y azufre. Estas las siguientes
Con base en estas propiedades, explica con una o dos palabras que sucederá cuando: a) Se calienta el hierro hasta 1800°C. R/ESTADO LÍQUIDO b) Se acerca un imán al azufre. R/ NO SE ATRAE c) Se añade hierro al sulfuro de hierro líquido R/ ES SOLUBLE d) Se calienta el sulfuro de hierro hasta 1200°C. R/SE FUNDE
2. Para cada uno de los siguientes materiales establece su composición, e indica si se trata de un elemento, un compuesto o una mezcla. a) Agua potable. COMPUESTO b) Amoníaco. COMPUESTO c) Detergente. MEZCLA d) Alambre de cobre. ELEMENTO e) Gas producido en el proceso de la fotosíntesis. COMPUESTO f) Anilla de oro de 24 quilates. ELEMENTO g) Gas que se expele por el exhosto de un auto. COMPUESTO 3. Diseña un procedimiento para separar cada una de las mezclas que aparecen a continuación. Señala la técnica que emplearías. a) Azufre, limaduras de hierro, sulfato de cobre. R / ACERCANDO UN IMAN PARA SEPARAR LA LIMADURA DE HIERRO AGREGANDO AGUA PARA DISOLVER EL SULFATO DE COBRE, YA QUE EL AZUFRE ES INSOLUBLE EN AGUA FILTRAR Y EVAPORAR b) Aceite y agua. R/DECANTACOION EY EVAPORACION c) Arena, sal y agua. R/ SE SEPARA LA ARENA POR DECANTACION LUEGO SE SEPARA EL AGUA LA SAL POR EVAPORACION Y DESTILACION 4. La densidad se define como el cociente entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa.
e) Se deja enfriar sulfuro de hierro fundido. R/ SE VUELVE SOLIDO Y NO SE ATRAE Si la densidad de los sólidos y los líquidos se expresa en g/cm3 y la de los
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gases en g/L, establece el procedimiento para hallar la densidad de: a) Una piedra preciosa en forma de cubo que tiene de arista 0,20 cm y su masa es de 98.5 mg.
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R/
El volumen de un cubo es Arista al cubo es decir 0.20 al cubo0.008 Y la masa es 98.5 mg Volúmen = 0,20^3 = 0,008 cm3 Densidad = 0,0985 g/0,008 cm3 = 12,31 g/cm3 b) Una esfera de plomo cuyo radio es de 2 cm y pesa 1.5 kg.
R/ Volumen = 4/3*3,1416*2^3 = 33,51 cm3 Densidad = 1.500 g/33,51 cm3 = 44,76 g/cm3 (es raro porque el Pb tiene densidad = 11,3 g/cm3) c) 3000 cm3 de aire que pesan 0.004 kg.
R/ Densidad = 4 g/3 litros = 1,3333 g/litros 5. En la siguiente tabla se indican algunas propiedades físicas de determinadas sustancias, a una atmósfera de presión.
Responde: a) Estado en que se encuentran todas las sustancias a 20°C.R/ b) Estado en que se encuentra el benceno en Groenlandia (-10°C).R/ LIQUIDO c) Si se vierte por accidente un barril de benceno en la corriente de un río, ¿se formarían dos capas R /SI SE FORMARIA UNA CAPA POR ENCIMA DEL AGUA AL SER MENOS DENSA QUE ESTA d) El gas metano es el responsable de las explosiones en algunas minas. ¿Dónde se acumula: en el fondo del túnel o en la parte superior del mismo? R/ EL METANO TIENDE A SUBIR PERO HAY ALGUNOS FACTORES QUE DETERMINARIAN QUE SE ESTANCARA EN UNA PARTE MEDIA, Y ES ALTAMENTE FLAMABLE, ASI QUE CREO QUE PARA UNA EXPLOCION DEVERIA DE ESTAR ARRIBA. 6. Observa con atención los esquemas que representan modelos de sólidos, líquidos y gases. Luego, compara las propiedades de cada estado de acuerdo con los siguientes criterios:
a) Ordenamiento de las partículas. b) Movimiento. c) Cercanía de las partículas. 7. Completa la siguiente tabla.
8. Realiza el siguiente crucigrama.
Verticales. 1. Una de las propiedades organolépticas de la materia. 2. INV. Relación entre la masa y la unidad de volumen de un cuerpo. 3. Proceso empleado para separar un líquido de un sólido mediante la aplicación de altas velocidades. 4. Estado de agregación en el que la materia es fácilmente comprensible. 5. Es una propiedad general o extrínseca. 6. INV. Cantidad de materia. Horizontales. 1. Propiedad que depende de la cantidad de materia en estudio. 2. Sustancia que se descompone en otras más sencillas. 3. INV. Paso del estado gaseoso al estado líquido. 4. INV. Cambio que altera la naturaleza de un material. 9. Completa el siguiente cuadro, escribiendo al frente de cada mezcla el nombre del método de separación más adecuado y su descripción.
10. Al calentar dos recipientes que contienen diferentes líquidos, se obtienen los siguientes resultados:
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Determina cuál de los dos gráficos corresponde a una sustancia pura y cual a una mezcla. Justifique su respuesta. 11. Señala cuáles de los siguientes procesos son cambios físicos y cuáles cambios químicos. a) Vaporización del agua. b) Mezcla en un recipiente de dos gases, oxígeno e hidrógeno. c) Formación de agua al hacer saltar una chispa eléctrica en una mezcla de oxígeno e hidrógeno. d) Oxidación del hierro. e) Calentamiento de un trozo de aluminio.
reaccionar con 3 moles de agua. d) ¿Reaccionarán completamente 10 kg de óxido con 2 kg de agua? ¿Cuál es el reactivo en exceso? ¿Qué masa de ácido se formará? 17. El CO2 que los astronautas exhalan se extrae de la atmósfera de la nave espacial por reacción con KOH: CO2 + 2KOH
K2CO3 + H2O
¿Cuántos Kg de CO 2 se pueden extraer con 1 Kg de KOH?
15. En la siguiente representación de un período de la tabla periódica, los elementos se nombran con letras de manera arbitraria:
a) b) c) d) e) f) g)
( ( ( ( ( ( (
) Es un gas noble. ) Tiene dos electrones de valencia. ) Es menos electronegativo. ) Pertenece a la familia del carbono ) Es un halógeno. ) Pertenece al sexto grupo. ) Se caracteriza por presentar cinco electrones en su último nivel. 16. En la formación del ácido nítrico tiene lugar la siguiente reacción: N2O5 + H2O 2HNO3 Para formar 630 g del ácido se necesitan 540 g del óxido. Calcular: a) La cantidad de agua necesaria para que se complete la reacción anterior. b) La cantidad de ácido que se obtiene a partir de 270 g de óxido. c) La masa de óxido necesaria para
18. 5.0 L de un gas están a 700.0 mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 900.0 mmHg? 19. Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 870 mmHg cuando su temperatura es de 20.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? 20. Un gas tiene un volumen de 3.5 L a 25 °C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 15 °C?
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